2. Energia dos eletroes nos atomos

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2. ENERGIA DOS ELETRÕES NOS ÁTOMOS
ESPETROS CONTÍNUOS E DESCONTÍNUOS
Espectro eletromagnético
Espetro eletromagnético: é o conjunto de todas as radiações eletromagnéticas.
As radiações eletromagnéticas são formadas por fotões. Os fotões são corpúsculos de energia: a cada fotão corresponde uma pequena energia, que é diferente consoante o tipo de
radiação.
A intensidade da radiação depende do número de fotões: uma radiação mais intensa é formada por mais fotões do que uma radiação menos intensa.
Energia da radiação = número de fotões x energia de cada fotão
A luz pode ser detetada na forma de partículas de energia, chamados fotões. Cada fotão transporta uma porção muito pequena de energia: um fotão é a menor porção de energia que
pode ser emitida ou absorvida.
A energia de um feixe de luz é dada pela expressão:
Sendo n o número de fotões que constituem o feixe, h a constante de Planck   e ν a frequência da radiação.
Quanto maior for a frequência (menor o comprimento de onda) da radiação, maior a energia que lhe está associada.
Próximas das radiações visíveis, imediatamente a seguir às violetas, ficam as radiações ultravioletas, UV, mais energéticas que as visíveis, que são aquelas que nos bronzeiam na
praia. Antes das vermelhas ficam as infravermelhas, IV, menos energéticas que as visíveis, que se sentem sob a forma de calor emanado, por exemplo, de um aquecedor.
Tipos de espetros
­ Espectro de emissão – Espectro emitido por corpos incandescentes ou pelo Sol (ou outras estrelas); Estes podem ser:
­ Contínuos – como o espectro solar são constituídos por uma gama contínua de cores (ou de radiações).
­ Descontínuos ou de riscas – os espectros atómicos (emitidos pelos átomos), apresentam somente certos valores de energia (risca), num fundo preto.
Os espectros de emissão são característicos de cada elemento, constituindo assim uma “impressão digital” desse elemento.
­ Riscas de Fraunhofer – Se o espectro solar for observado por um espectroscópio mais potente observam­se riscas negras, que resultam de determinadas energias absorvidas por
parte dos gases existentes na superfície solar. Deste modo pode­se perceber a constituição do Sol.
­ Espectro de absorção – Quando algumas radiações emitidas por uma fonte luminosa são absorvidas devido à presença de uma substancia interposta entre a fonte luminosa e o
observador.
O espectro de absorção é o negativo do espectro de emissão, ou seja, as radiações que correspondem às riscas negras no espectro de absorção correspondem às riscas coloridas do
espectro de emissão.
É possível saber a composição de uma estrela pela análise do seu espectro de emissão. Basta analisar o espectro de emissão da estrela e comparar as falhas (riscas pretas) com os
espectros de emissão atómica, para ver qual a sua composição. A intensidade das riscas permite deduzir a quantidade desse elemento.
É visível um desvio para o vermelho nos espectros das estrelas, sinal que estas se estão a afastar de nós (o Universo está em expansão).
ÁTOMO DE HIDROGÉNIO E ESTRUTURA ATÓMICA
Espetro do átomo de hidrogénio
O hidrogénio, o elemento químico mais abundante no Universo origina um espectro de riscas.
Este espectro foi interpretado pela primeira vez por Niels Bohr em 1913. As riscas do espectro do átomo de hidrogénio resultam das variações de energia do eletrão no átomo. Como as
riscas são bem determinadas, a energia do eletrão no átomo só pode ter certos valores ­ a energia do eletrão está quantizada. Neste modelo, a cada valor de energia está associado
um determinado estado estacionário, a que corresponde uma certa órbita do eletrão. 
O espectro de absorção resulta da absorção de radiação pelo eletrão no átomo de hidrogénio. O eletrão transita de um estado de menor energia para um de maior energia (excitação) por
absorção de um fotão. O espectro de emissão resulta do processo oposto (desexcítação), com emissão de um fotão    .
Quando o eletrão transita do nível m para o nível n:
­ Se m > n há emissão de radiação;
­ Se m < n há absorção de radiação.
Considera­se que um eletrão fora da ação do núcleo (n = ∞) possui um valor nulo de energia (valor máximo); enquanto o eletrão se mantiver sob a ação do núcleo, os seus possíveis
valores de energia são negativos. Quanto mais negativo for o valor da energia, menor é a energia do eletrão, menor é o nível de energia ocupado e menor é a distância do eletrão ao
núcleo.
Transição eletrónica: é a mudança de estado do eletrão.
Fornecendo uma certa quantidade de energia ao átomo (A) consegue­se promover o eletrão a um nível superior (nível excitado).
Série espetral: conjunto de riscas muito próximas, dentro de uma dada zona do espetro.
No espectro do átomo de hidrogénio distinguem­se algumas séries designadas pelo nome de quem as estudou e interpretou pela primeira vez:
Lyman – transições para o nível 1 a que corresponde emissão de radiação ultravioleta.
Balmer ­ transições para o nível 2 a que corresponde emissão de radiação visível.
Paschen ­ transições para o nível 3 a que corresponde emissão de radiação infravermelha
 
MODELO QUÂNTICO DO ÁTOMO E CONFIGURAÇÃO ELETRÓNICA
 
A teoria de Bohr não explicava os espetros de emissão de átomos contendo mais do que um eletrão (átomos polieletrónicos). Também não permitia explicar o desdobramento das
riscas no espetro de emissão do átomo de hidrogénio na presença de um campo magnético.
Outras teorias surgiram ao longo do século XX para colmatar as lacunas do modelo de Bohr.
A teoria mais aceite para explicação do comportamento dos átomos é a da Mecânica Quântica. De acordo com a Mecânica Quântica não é possível associar uma trajetória aos
eletrões, mas é possível definir regiões, em redor do núcleo, de maior e de menor probabilidade de encontrar o eletrão.
Designa­se por orbital a função que descreve o modo como a probabilidade de encontrar cada eletrão varia em redor do núcleo.
A energia do eletrão e as correspondentes orbitais são caraterizadas por um conjunto de parâmetros numéricos – os números quânticos.
Números quânticos
Cada eletrão no átomo é caracterizado por 4 números quânticos diferentes: 
 – indica o nível ou camada de energia a que pertencem os eletrões. Pode tomar valores inteiros: 1, 2, 3, 4, 5, …
 – indica o subnível de energia a que pertencem os eletrões. Está relacionado com a forma da orbital. O seu valor depende do valor de n e pode tomar valores inteiros de 0 a n­1.
 ­ número quântico principal;�
 ­ número quântico secundário;�
 ­ número quântico magnético;�
 ­ número quântico de spin.�
    Se n = 1      l = 0 (orbital tipo s)
    Se n = 2     l = 0 (orbital tipo s) ou
            l = 1 (orbital tipo p)
    Se n = 3     l = 0 (orbital tipo s) ou
            l = 1 (orbital tipo p) ou
            l = 2 (orbital tipo d)
 – está relacionado com a orientação da orbital. Pode tomar valores inteiros entre –l e +l.
 – Caracteriza o eletrão. Tem apenas 2 valores possíveis – ½ e ­ ½ . 
As diferentes orbitais apresentam formas características:
 
A energia do eletrão do átomo de hidrogénio depende apenas do número quântico principal, n. Consequentemente, todas as orbitais com o mesmo valor de n têm a mesma energia e,
por isso, dizem­se degeneradas.
A ocorrência de espectros descontínuos para os átomos polieletrónicos mostra que, também para estes átomos, só determinados valores de energia são possíveis para os eletrões.
Nos átomos polieletrónicos a energia de um eletrão depende do número quântico principal, n, e do número quântico secundário.
Configuração eletrónica
Os eletrões são distribuídos pelas orbitais de acordo com os seguintes princípios e regras:
Princípio da energia mínima: os eletrões no estado fundamental distribuem­se de forma a que o átomo fique com o menor valor de energia.
Princípio da exclusão de Pauli: dois eletrões não podem ter a mesmaserie de 4 números quânticos. Portanto, dois eletrões na mesma orbital têm spins opostos. Logo, cada orbital de
um mesmo átomo, poderá ter no máximo dois eletrões.
Regra de Hund: Para as orbitais com a mesma energia (orbitais degeneradas), ou seja, os mesmos valores de n e l, procede­se à distribuição de um eletrão por cada uma das orbitais,
ou seja, semi­preenchem­se as orbitais, e só depois se passa ao emparelhamento dos eletrões.
Energia e ordem de preenchimento das orbitais
 
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