Aula 2 Estrutura Atômica – mecânica quântica 1

Esta é uma pré-visualização de arquivo. Entre para ver o arquivo original

Estrutura Atômica – mecânica quântica 1
Luna Polido Sales
MODELO DE RUTHERFORD
Modelo atômico foi grande passo para a compreensão da estrutura interna do átomo. Mas esse modelo tinha algumas deficiências.
Ele admite que os elétrons giravam ao redor do núcleo, pois, sem movimento, os elétrons (-) seriam atraídos pelo núcleo (+). Logo, iriam de encontro ao núcleo, e o átomo se “desmontaria” — mas essa ocorrência nunca foi observada. 
Mas, ao admitir esse movimento de rotação dos elétrons em torno do núcleo, ele acabou criando outro paradoxo. A Física Clássica diz que toda partícula elétrica em movimento circula (caso dos elétrons) está emitindo energia. Ora, se o elétron segue liberando (perdendo) energia, sua velocidade de rotação ao redor do núcleo teria de diminuir com o tempo. Desse modo, o elétron acabaria indo de encontro ao núcleo, descrevendo um movimento espiralado. 
ESTRUTURA ATÔMICA
ESTRUTURA ATÔMICA
Como sair então desse impasse?
USAR A MECÂNICA QUÂNTIDA!!
Mas, antes de continuar com essa explicação, vamos ver algumas conceito das ondas que serão importantes para o entendimento dos modelos futuros.
CONCEITOS - ONDAS
CONCEITOS - ONDAS
CONCEITOS - ONDAS
CONCEITOS - ONDAS
CONCEITOS - ONDAS
CONCEITOS - ONDAS
CONCEITOS - ONDAS
ESTRUTURA ATÔMICA
Em lugar do espectro contínuo (contendo todas as cores), vemos agora no anteparo apenas algumas linhas coloridas, permanecendo o restante totalmente escuro. Dizemos que o espectro é descontínuo e chamamos as linhas luminosas de raias ou bandas do espectro. A descontinuidade do espectro ocorre com todos os elementos químicos. É também muito importante notar que as raias do espectro são constantes para um dado elemento químico, mas mudam de um elemento para outro.
ESTRUTURA ATÔMICA
No início do século XX surgiu a seguinte pergunta: 
estariam essas raias do espectro descontínuo ligadas à estrutura atômica? 
 É o que esclareceremos a seguir!!
MODELO DE RUTHERFORD-BOHR
O cientista dinamarquês Niels Bohr aprimorou, em 1913, o modelo atômico de Rutherford, utilizando a teoria de Max Planck. 
Em 1900, Planck já havia admitido a hipótese de que a energia não seria emitida de modo contínuo, mas em “pacotes”.
 
 
FÍSICA, 3ª Série do Ensino Médio
Efeito fotoelétrico
Quando uma radiação eletromagnética incide sobre a superfície de um metal, elétrons podem ser arrancados dessa superfície. É o efeito fotoelétrico. Os elétrons arrancados são chamados fotoelétrons. 
Efeito Fotoelétrico
Einstein explicou o efeito fotoelétrico, levanto em conta a quantização da energia: um fóton da radiação incidente, ao atingir o metal, é completamente absorvido por um único elétron, cedendo-lhe sua energia hf. Com essa energia adicional o elétron pode escapar do metal. Essa teoria de Einstein sugere que a luz ou outra forma de energia radiante é composta de “partículas” de energia, os fótons.
 
MODELO DE RUTHERFORD-BOHR
A cada “pacote de energia” foi dado o nome de quantum. Surgiram, assim, os chamados postulados de Bohr:
os elétrons se movem ao redor do núcleo em um número limitado de órbitas bem definidas, que são denominadas órbitas estacionárias;
movendo-se em uma órbita estacionária, o elétron não emite nem absorve energia;
ao saltar de uma órbita estacionária para outra, o elétron emite ou absorve uma quantidade bem definida de energia, chamada quantum de energia (em latim, o plural de quantum é quanta).
 
MODELO DE RUTHERFORD-BOHR
 
MODELO DE RUTHERFORD-BOHR
Recebendo energia (térmica, elétrica ou luminosa) do exterior, o elétron salta de uma órbita mais interna para outra mais externa; a quantidade de energia recebida é, bem definida (um quantum de energia).
Ao “voltar” de uma órbita mais externa para outra mais interna, o elétron emite um quantum de energia, na forma de luz de cor bem definida ou outra radiação eletromagnética, como ultravioleta ou raios X (daí o nome de fóton, que é dado para esse quantum de energia). Esses saltos se repetem milhões de vezes por segundo, produzindo assim uma onda eletromagnética, que nada mais é do que uma sucessão de fótons (ou quanta) de energia. Considerando que os elétrons só podem saltar entre órbitas bem definidas, é fácil entender por que nos espectros descontínuos aparecem sempre as mesmas raias de cores também bem definidas. Mais uma vez, notamos a ligação entre matéria e energia — nesse caso, a energia luminosa.
MODELO DE RUTHERFORD-BOHR
No caso particular do átomo de hidrogênio, temos um esquema com a seguinte relação entre os saltos dos elétrons e as respectivas raias do espectro:
MODELO DE RUTHERFORD-BOHR
A figura anterior mostra: quando o elétron volta da órbita número 4 para a 1, ele emite luz de cor azul; da 3 para a 1, produz luz verde; e, da 2 para a 1, produz luz vermelha. 
É fácil entender que átomos maiores, tendo maior número de elétrons, darão maior número de raias espectrais. 
Quando o elemento químico é aquecido a temperaturas mais altas (isto é, recebe mais energia), o número de “saltos eletrônicos” e, consequentemente, o número de raias espectrais também aumenta. No limite, as raias se “juntam” e formam um espectro contínuo, como o produzido pela luz solar ou pelo filamento de tungstênio de uma lâmpada incandescente, quando acesa.
MODELO DE RUTHERFORD-BOHR
Assim, ao modelo atômico de Rutherford, corrigido pelas ponderações de Bohr, foi dado o nome de modelo atômico de Rutherford-Bohr (1913).
ESPECTRO ATÔMICO DE LINHAS
 
ESPECTRO ATÔMICO DE LINHAS
 
ESPECTRO ATÔMICO DE LINHAS
Estudos posteriores mostraram que as órbitas eletrônicas de todos os átomos conhecidos se agrupam em sete camadas eletrônicas, denominadas K, L, M, N, O, P, Q. Em cada camada, os elétrons possuem uma quantidade fixa de energia. Por isso, as camadas são também denominadas estados estacionários ou níveis de energia. Além disso, cada camada comporta um número máximo de elétrons, conforme é mostrado no esquema a seguir: