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Modelo Quântico Luz solar radiações distribuídas em uma faixa contínua de freqüências Prisma Arco-íris Radiação Eletromagnética Energia l n Espectro Eletromagnético James Clerk Maxwell: forças elétricas e magnéticas têm a mesma natureza Espectro Eletromagnético e Energias Associadas Modelo atômico de Bohr Niels Henrick David Bohr: físico dinamarquês cujos trabalhos contribuíram decisivamente para a compreensão da estrutura atômica e evolução da física quântica. Nobel de Física em 1922. “Aqui estão algumas leis que parecem impossíveis, porém elas realmente parecem funcionar”. 1º Modelo Baseado na Quantização de Energia “No átomo, os elétrons não emitem radiações ao permanecerem na mesma órbita, portanto, não descrevem movimento em espiral em direção ao núcleo (1913)” 1) O elétron gira ao redor do núcleo em órbitas circulares onde o momento angular orbital é constante raios correspondem aos níveis de energia permitidos • momento angular de uma partícula é definido pelo produto vetorial do vetor posição da partícula (em relação a um ponto de referência) pelo seu momento linear . Modelo Atômico Baseado na Teoria Quântica Postulados de Bohr (formulados com base no átomo de Hidrogênio) 3) Elétron pode mudar de um estado estacionário a outro mediante a emissão ou absorção de energia igual à diferença de energia entre estados ΔE= h As energias permitidas para o elétron no H são dadas pela equação: E=- RH (1/n 2) RH: 2,178719 . 10 -18 J (constante de Rydberg para o H) n: número inteiro característico de cada órbita permitida : número Quântico Principal varia de 1 a ∞ 2) H Uma vez estando em uma órbita permitida a sua energia é constante (órbita estacionária de energia) Energia Emissão de fóton Diagrama de níveis de energia: H Estado Fundamental Estados Excitados Calculo da diferença de energia entre dois níveis: ΔE= E3 – E2 =-2,42 –(-5,45)=3,03 . 10 -19 J como: ΔE= h = 4,567 . 1014 s-1 e como: l= c/ l= 6,565 . 10-7 m (656,5 nm) h= 6,626x10-34 J.s ΔE/h= , Descarga elétrica Fenda Prisma Detector Montagem esquemática para obtenção do espectro de H Vapores a baixa pressão freqüências características de cada elemento (Temp. ou DDP) Descontinuidade dos espectros atômicos pode ser explicada pela Quantização de Energia (Planck) e pelo Efeito Fotoelétrico (Einstein) Linhas espectrais do sódio Linhas espectrais do potássio Séries do espectro do átomo de H Apesar de trazer avanços significativos para a teoria da estrutura atômica, este modelo foi capaz de explicar de modo satisfatório apenas o espectro do H e de íons hidrogenóides! E n e rg ia ( )2 2 Balmer (1885) 1 1 1 2 3, 4, 5... HR n n l = - = •Mecânica Quântica •Observações Experimentais 1 λ Planck a energia emitida ou absorvida por um corpo não pode ter um valor qualquer múltiplo inteiro de uma quantidade fundamental Planck: o nascimento da teoria quântica Física Clássica várias limitações (fenômenos escala atômica) a energia é contínua e independe da freqüência Radiação emitida por corpos aquecidos discrepâncias entre resultados experimentais e resultados teóricos Quantum de Energia ΔE= nh a energia emitida é descontínua ou quantizada Radiação – Corpo negro Efeito Fotoelétrico 1- Os elétrons são emitidos imediatamente. 2- Um aumento na intensidade da luz aumenta o número de fotoelétrons, mais não sua energia cinética máxima 3-A incidência de luz vermelha não causa emissão de elétrons, não importando sua intensidade 4- Uma luz violeta fraca ejetará poucos elétrons, mais suas energias cinéticas serão maiores que as luzes intensas de comprimento de onda maiores. Sódio metálico Luz incide no vácuo Elétrons ejetados da superfície A radiação eletromagnética propaga-se na forma de ”pacotes” de energia (Fótons) que quando têm energia adequada, rompem as forças de atração entre o núcleo e o elétron E= h Fótons (absorvidos) Elétrons (emitidos) Einstein (1905): a explicação do efeito fotoelétrico Utilizou a Teoria Quântica de Planck explica como os elétrons são emitidos de uma superfície metálica, quando sobre ela incide radiação eletromagnética Energia cinética dos elétrons emitidos depende da divergência com a Física Clássica incidente: valor mínimo 2De Broglie (1924) para o fóton para uma part ícula c E h h mc h mc h mv n l l l = = = = \ = \ Dualidade Onda-Partícula O princípio da Incerteza (1925-1927) The more precisely the position is determined, the less precisely the momentum is known in this instant, and vice versa. --Heisenberg, uncertainty paper, 1927 Significa que NÃO PODEMOS utilizar a expressão clássica (determinística) de Newton para partículas pequenas E. Schrödinger (1926) “ .. Se conseguirmos resolver a equação acima, todas as propriedades do sistema serão determinadas ..” Bohr Orbitas estáveis cujo raio varia com o número quântico principal espectro do átomo de H espectro dos outros átomos A medida que o elétron fica mais localizado em um dado volume, sua energia aumenta, mantendo-o em um orbital permitido Elétrons confinados no espaço ondas estacionárias explica não explica Princípio da incerteza de Heisenberg Probabilidade de um elétron se manifestar em um dado ponto no espaço Equação de Schrödinger especifica a posição e o momento do elétron Uma expressão conhecida como função de onda agem como com propriedades descritas por que as amplitudes representam a em termos de O modelo atômico ondulatório Equação de onda Função de onda (). Cada solução da equação de onda = função de onda = Ψ 1. Somente são permitidas certas funções de onda. 2. Cada função de onda corresponde a uma energia permitida para o elétron. 3. O quadrado de (2) fornece a probabilidade de se encontrar o elétron numa certa região do espaço = orbitais. * O comportamento químico de um elemento depende basicamente dos elétrons com o maior valor de n (e- de valência). Portanto o tipo, as formas e as orientações são importantes. 4. Para resolver a equação de Schrödinger de um elétron no espaço tridimensional, é necessário introduzir três números inteiros – os números quânticos n, l e ml. Uma expressão conhecida como função de onda n =1, 2, 3,... número quântico principal (distância média do elétron do núcleo - energia) = 0 até n -1 número quântico momento angular (região de probabilidade do elétron- forma) m = - ..., 0, ...+ número quântico magnético ( orientação da região no espaço) cuja a forma é governada pelos números quânticos distribuição radial da densidade eletrônica juntos definem um orbital atômico determina Com no máximo dois elétrons Números quânticos Número quântico principal, n Designa a camada em que o e- se encontra. A distância média do núcleo e a energia potencial Valores permitidos: 1, 2, 3, 4, 5,... Número quântico do modeloangular (azimutal), l Especifica a subcamada e a forma e orientação do orbital Está relacionado com a quantização do momento angular orbital Valores permitidos: de 0 até n-1 (0 = s; 1 = p; 2 = d; 3 = f; ...) Número quântico magnético, ml Fornece informações sobre a orientação do orbital no espaço Valores permitidos: intervalo –l a +l (para l=1; ml = -1, 0, +1) Número quântico spin, ms Especifica o spin do elétron Valores permitidos: +1/2 ou -1/2 Números quânticos N Valores possíveis de l Designação do subnível Valores possíveis de ml Número de orbitais no subnível Número total de orbitais no nível 1 0 1s 0 1 1 2 0 2s 0 1 1 2p 1, 0, -1 3 4 3 0 3s 0 1 1 3p 1, 0, -1 3 2 3d 2, 1, 0, -1, -2 5 9 4 0 4s 0 1 1 4p 1, 0, -1 3 2 4d 2, 1, 0, -1, -2 5 3 4f 3, 2, 1, 0, -1, -2, -3 7 16 Orbitais atômicos Orbitais atômicos Spin eletrônico Qualquer partícula com carga ou com spin, possui momento magnético. Alguns elementos possuem elétrons desemparelhados - Ag: (Kr) 4d10 5s1 Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 Paramagnetismo
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