Fundamentos da Ciência da Natureza

Prévia do material em texto

FUP - Faculdade UnB Planaltina
Disciplina: Fundamentos das Ciências da Natureza Professor: Mikhael Ael
1º/2018
Aluno(a): Tiago Lustosa Lemos	Mat: 150150245	
Turma: A
1ª TRABALHO
1]	Descreva os Modelos Atômicos desde Demócrito até o modelo de Bohr.
2]	Descreva os	experimentos que deram início	a Física Quântica.
3] Exercícios do Livro: Química A Ciência Central – Brown Capítulo 06
6.2; 6.3; 6.4; 6.7; 6.8; 6.11; 6.12; 6.16; 6.17; 6.23; 6.27; 6.28
Respostas:
1- Módelo de Demócrito - Para Demócrito, as transformações que se pode observar na natureza não significavam que algo realmente se transformava. Ele acreditava que todas as coisas eram formadas por uma infinidade de “pedrinhas minúsculas, invisíveis, cada uma delas sendo eterna, imutável e indivisível”. A estas unidades mínimas deu o nome de ÁTOMOS. Átomo significa indivisível, cada coisa que existe é formada por uma infinidade dessas unidades indivisíveis. “Isto porque se os átomos também fossem passíveis de desintegração e pudessem ser divididas em unidades ainda menores, a natureza acabaria por diluir-se totalmente”. Exemplo: se um corpo – de uma árvore ou animal, morre e se decompõe, seus átomos se espalham e podem ser reaproveitados para dar origem a outros corpos.
Modelo de Dalton - O químico inglês John Dalton (1766-1844) retomou as ideias de Leucipo e Demócrito e, baseando-se em leis já comprovadas experimentalmente, como as Leis Ponderais, ele propôs resumidamente que o átomo seria parecido com uma bola de bilhar, isto é, esférico, maçiço e indivisível.
Modelo de Thomson - Em 1897, o físico inglês Joseph John Thomson (1856-1940) passou a trabalhar com a ampola de Crookes, ou seja, um tubo onde gases eram submetidos a voltagens elevadíssimas, produzindo raios catódicos. Quando se colocava um campo elétrico externo, esses raios se desviavam em direção à placa positiva, o que significava que o átomo teria partículas negativas, que ficaram denominadas como elétrons.No entanto, como a natureza da matéria é neutra, uma explicação razoável seria de que haveria uma parte positiva que neutralizaria os elétrons. Com base nesse raciocínio, em 1903, Thomson modificou o modelo de Dalton, pois o átomo não seria maciço nem indivisível, e estabeleceu o seu, que propôs o seguinte: “O átomo é uma esfera de carga elétrica positiva, não maçiça, incrustada de eletróns (partículas negativas), de modo que sua carga total seja nula.” Esse modelo foi comparado a um “pudim de passas”.
Modelo de Rutherford - Em 1911, o físico neozelandês Ernest Rutherford (1871-1937) realizou um experimento que pode ser visto no texto Átomo de Rutherford, em que ele bombardeou uma finíssima lâmina de ouro com partículas alfa vindas do polônio radioativo. Ele observou que a maioria das partículas atravessava a folha, o que significava que o átomo deveria ter imensos espaços vazios. Algumas partículas eram rebatidas, o que seria explicado se o átomo tivesse um núcleo pequeno e denso e, por fim, algumas partículas alfa sofriam um desvio em sua trajetória, o que significava que o núcleo seria positivo, pois as partículas alfa eram positivas e foram repelidas ao passar perto do núcleo. Com isso, o modelo atômico de Rutherford defendeu o seguinte: O átomo seria composto por um núcleo muito pequeno e de carga elétrica positiva, que seria equilibrado por elétrons (partículas negativas), que ficavam girando ao redor do núcleo, numa região periférica denominada eletrosfera. O átomo seria semelhante ao sistema solar, em que o núcleo representaria o Sol e os elétrons girando ao redor do núcleo seriam os planetas.
Modelo de Bohr - No ano de 1913, o dinamarquês especialista em física atômica Niels Bohr (1885-1962) estabeleceu o modelo atômico sistema planetário que é usado atualmente. Bohr iniciou seus experimentos admitindo que um gás emitia luz quando uma corrente elétrica passava nele. Isso se explica pelo fato de que os elétrons, em seus átomos, absorvem energia elétrica e depois a liberam na forma de luz. Sendo assim, ele deduziu que um átomo tem um conjunto de energia disponível para seus elétrons, isto é, a energia de um elétron em um átomo é quantizada. Esse conjunto de energias quantizadas mais tarde, foi chamado de níveis de energia. Com essas conclusões Bohr aperfeiçoou o modelo atômico de Rutherford e chegou ao modelo do átomo como sistema planetário, onde os elétrons se organizam na eletrosfera na forma de camadas. Conceito de Bohr: Os elétrons estão distribuídos em camadas ao redor do núcleo. Existem 7 camadas eletrônicas, representadas pelas letras maiúsculas: K, L, M, N, O, P e Q. À medida que as camadas se afastam do núcleo, aumenta a energia dos elétrons nelas localizados. 
As camadas da eletrosfera representam os níveis de energia da eletrosfera. Assim, as camadas K, L, M, N, O, P e Q constituem os 1º, 2º, 3º, 4º, 5º, 6º e 7º níveis de energia, respectivamente. 
A partir dessa descrição, é fácil deixar-se induzir por uma concepção de um modelo que lembra a órbita de um planeta, com elétrons orbitando ao redor do "núcleo-sol".
2- Na esteira do bem-sucedido desenvolvimento da mecânica clássica, do eletromagnetismo e da termodinâmica, os físicos do início do século XX buscavam solucionar questões cruciais que estavam na fronteira da ciência da época. O interesse predominante se concentrava na obtenção de um modelo definitivo para o átomo e na explicação dos fenômenos relacionados à natureza da luz. A efervescência da busca pelas respostas corretas fez com que o primeiro quarto do século passado fosse marcado pelo nascimento de um dos maiores triunfos científicos de todos os tempos: a física quântica. Um dos principais problemas de então consistia em explicar a maneira pela qual a energia da radiação térmica se distribuía ao longo das diversas frequências do espectro eletromagnético. 
A dificuldade foi resolvida em 1900, quando o físico alemão Max Planck (1858-1947) assumiu que a energia era liberada de modo discreto, e não contínuo, na forma de vários pequenos “pacotes” com energia proporcional à frequência da radiação – aos quais ele denominou quanta, plural da palavra latina quantum. A hipótese se mostrou capaz de explicar matematicamente a distribuição e foi o passo primordial de todo o desenvolvimento subsequente. O passo seguinte, cinco anos mais tarde, seria dado por Albert Einstein (1879-1955). Embora à época não fosse admitida outra forma de propagação da luz senão a ondulatória, intrigava a existência de um fenômeno cujo mecanismo não podia ser explicado em termos da luz enquanto onda. Verificava-se o chamado efeito fotoelétrico quando uma placa metálica era bombardeada por um feixe luz e tinha elétrons arrancados de sua superfície. Em 1905, Einstein explicou o efeito a partir de uma mudança fundamental de paradigma: segundo ele, a própria luz era constituída de quanta, e eram essas partículas de luz – mais tarde denominadas fótons – que interagiam com os elétrons do metal individualmente. Descobria-se, assim, a dualidade onda-partícula da radiação eletromagnética: dependendo do experimento, a natureza da luz poderia ser percebida como ondulatória ou corpuscular. 
Em 1913, era ainda misteriosa a origem do tipo de luz emitida por gases aquecidos. Sabia-se que o espectro resultante era discreto, com emissão de radiação apenas em certas frequências. A causa, porém, era completamente desconhecida. A solução do enigma foi dada por Niels Bohr (1885-1962), que desenvolveu um novo modelo de átomo adotando uma abordagem quântica. Segundo Bohr, os elétrons orbitavam o núcleo atômico e podiam ocupar apenas certas órbitas, caracterizadas por quantidades específicas de energia. Os elétrons podiam ainda saltar de uma órbita a outra conforme perdessem ou ganhassem energia, liberando ou absorvendo um fóton de energia equivalente. O modelo se mostrou extremamente adequado para explicar a estranha emissão: aquecendo-se um gás, os elétrons de seus átomos ganhavam energia e realizavamum salto quântico para uma órbita superior; no salto de retorno à órbita original, liberavam um fóton com energia igual à inicialmente recebida. 
A posterior realização do clássico experimento da fenda dupla com elétrons demonstrou que também as partículas poderiam apresentar comportamento ondulatório. Não apenas o que sempre fora tido como onda poderia apresentar comportamento de partícula – como a luz –, mas entidades classicamente consideradas partículas poderiam ter comportamento de onda – como os elétrons. Na década de 1920, as interpretações do comportamento ondulatório da matéria e o formalismo matemático desenvolvido conduziram a uma formulação da mecânica adequada ao mundo microscópico, a mecânica quântica, delimitando decisivamente os revolucionários limiares da física moderna.
3- 6.2 A frequência é inversamente relacionada com o conceito de comprimento de onda, quanto maior a frequência de comprimento de onda mais curto e vice-versa. A frequência f é igual à velocidade v da onda dividido pelo comprimento de onda λ (lambda). Ocorre na região da radiação ultravioleta
6.3 (b) Falsa. A freqüência da radiação diminui com o aumento do comprimento de onda. (c) Falsa. A luz ultravioleta tem comprimentos de onda menores do que a luz visível. (d) Falsa. A radiação eletromagnética e as ondas sonoras movem-se com diferentes velocidades.
6.4 a) Falsa. A radiação eletromagnética é capaz de atravessar a agua e outras matérias dependendo da frequência. B)correto. C)Falso. A luz infravermelha tem frequência mais baixa referente a luz visível. D) Falso. A buzina é uma onda sonora.
6.7 R.: a) 6,63 x 1020 s-1; b) 1,18 x 10-8 m (11,8 nm); c) A radiação em a) é raios gama e em b) é ultravioleta. Nenhuma é visível para humanos. d) 2,25 x 106 m.
6.8 R.: a) 5,10 x 1014 s-1; b) 2,5 x 10-5 m; c) Sim. A radiação em b) está no intervalo infravermelho; d) 3,0 x 103 m ( 3 km)
6.11 R.:a) Significa dizer que em um átomo cada elétron tem sua energia quantizada (restrita a certos valores) de acordo com o nível quântico. b) Porque nossas atividades cotidianas estão ligadas a objetos macroscópicos o que faz com que ganho ou perda de energia quantizda não possa ser notada.
6.12 Em 1905, Einstein usou uma proposta apresentada por Planck em 1900, e conseguiu explicar o efeito fotoelétrico. O trabalho de Planck referia-se à radiação de corpo negro, e sua proposta deu início ao que hoje conhecemos como teoria quântica. Durante a realização dos experimentos desenvolvidos para compreender esse efeito, foi observado que: 1. os elétrons eram emitidos imediatamente. Não havia atraso de tempo entre a incidência da luz e a emissão dos elétrons. 2. quando se aumentava a intensidade da luz incidente, o número de elétrons emitidos aumentava, mas não sua energia cinética. 3. a energia cinética do elétron emitido é dada pela equação Ec = mv²/2 = hf – W, em que o termo hf é a energia cedida ao elétron pela luz, sendo h a constante de Planck e f a frequência da luz incidente. O termo W é a energia que o elétron tem que adquirir para poder sair do material, e é chamado função trabalho do metal.
6.23 R.: Bohr imaginou que a radiação emitida é limitada para um certo comprimento de onda; ele deduziu que, em um átomo, um elétron não está livre para ter qualquer quantidade de energia. Preferencialmente, um elétron em um átomo pode ter somente certas quantidades específicas de energia; isto é, a energia de um elétron em um átomo é quantizada. No início do séc. XX, os físicos alemães Max Planck e Albert Einstein mostraram independentemente que todas as radiações eletromagnéticas comportavam-se como se fossem compostas de minúsculos pacotes de energia chamados fótons. Els mostraram que cada fóton tinha uma energia que é proporcional à freqüência da radiação: Efóton=hv na qual a constante de proporcionalidade h é agora chamada de constante de Planck e tem o valor de 6,63 x 10-34 J s. Bohr descreveu a origem do espectro de linha: de todos os valores de energias quantizadas, um elétron em um átomo pode ter somente um valor de energia. Ele estabeleceu que um átomo tem um conjunto de energias quantizadas, ou níveis de energia, disponível para seus elétrons. Posteriormente, só um certo número de elétrons pode ter energia particular, isto é, cada nível de energia tem uma "população" máxima de elétrons. Um átomo está normalmente em seu estado fundamental, o estado no qual todos os seus elétrons estão nos níveis de energia mais baixos que lhes são disponíveis. Quando um átomo absorve energia de uma chama ou descarga elétrica, alguns de seus elétrons ganham energia e são elevados a um nível de energia maior. O átomo é agora dito estar em estado excitado. Alguns níveis de energia mais baixos ficam livres e, assim, um elétron pode cair de um nível mais alto, designado por E2 elétron, para um nível de energia mais baixo E1 elétron. Quando isto acontece, a energia é liberada do átomo em uma quantidade igual a E2 elétron - E1 elétron , isto é, a diferença entre as duas energias do elétron. De acordo com Bohr, a energia é liberada na forma de fóton de radiação eletromagnética.
Bem, desde que os níveis mais alto e mais baixo de energia sejam ambos quantizados, a diferença de energia entre eles precisa também ser quantizada , como precisa ser a energia de um fóton de energia eletromagnética irradiada quanto o elétron cai de um nível mais alto para outro mais baixo quantizado. Portanto, isso significa que, devido à relação simples entre a energia e o comprimento de onda de um fóton, o comprimento de onda da radiação precisa também ser quantizado. Bohr propôs um modelo planetário modificado no qual cada nível de energia quantizado corresponde a uma órbita eletrônica circular, específica e estável com raio quantizado. Outros, mais tarde, estenderam o modelo original de Bohr a órbitas elípticas. Embora atrativa em muitos aspectos, a teoria de Bohr é inadequada para explicar satisfatoriamente o espectro de alguns elementos além do hidrogênio. O conceito de quantização de energia eletrônica de Bohr é ainda considerado essencialmente correto, embora suas idéias sobre órbitas não o sejam.
6.28 R.: a) n=5 para n=1
Haverá emissão de radiação:
E(emitida) = E(final)-E(inicial) = E1- E5
E1=-13,6/1² = -13,6eV
E5=-13,6/5² = -0,544eV
E(emitida)= -13,6 -(-0,544) = -13,6+0,544 = -13,056eV (deu negativa porque é emitida)
f=E/h = 13,056/(4,1357.10^-15)= 3,157.10^15 Hz
O comprimento de onda será:
λ=c/f = (3.10^8)/(3,157.10^15) = 9,5.10^-8m = 95.10^-9m = 95 nm
b) n=4 para n=2
Haverá emissão de radiação:
E(emitida) = E2- E4
E2=-13,6/2² = -3,4eV
E4=-13,6/4² = -0,85eV
E(emitida)= -3,4 -(-0,85) = -3,4+0,85 = -2,55eV
f=E/h = 2,55/(4,1357.10^-15)= 6,166.10^14 Hz
O comprimento de onda será:
λ=c/f = (3.10^8)/(6,166.10^14) = 4,86.10^-7m = 486.10^-9m = 486 nm
c) n=4 para n=6
Haverá absorção de radiação:
E(emitida) = E6- E4
E6=-13,6/6² = -0,377eV
E4=-13,6/4² = -0,85eV
E(emitida)= -0,377 -(-0,85) = -0,377+0,85 = +0,473eV (deu positivo porque é absorvido)
f=E/h = 0,473/(4,1357.10^-15)= 1,144.10^14 Hz
O comprimento de onda será:
λ=c/f = (3.10^8)/(1,144.10^14) = 2,62.10^-6m = 2622.10^-9m = 2622 nm = 2,622 μm