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História: Fig.7. Diagrama esquemático do espectro de linhas Fig.8. Espectro de linhas do Hidrogênio.5 1 2 1ª Teoria Quântica Max Planck(1900) prôpôs que: -A troca de energia entre a matéria e a radiação ocorre em certos pacotes de magnitude, chamados quantum (Quanta) de energia (hn). Mais tarde chamados de fótons = particulas -Planck Propôs e Einstein Confirmou que a energia de um fóton de radiação eletromagnética é proporcional a frequência da radiação: Quantização e Fótons Intensidade da radiação (A) número de pacotes de energia gerado Energia (E) é a medida da energia em cada pacote relacionada com a n. onde h é a constante de Planck = 6,63x10-34 J.sE = -nhn Lado esquerdo relacionadao a propriedade das partículas (energia por fóton) e lado direito está ligado a uma propriedade das ondas (frequência). Modelo de Bohr Postulados de Bohr 1) Bohr postulou que o elétron movia-se ao redor do núcleo em orbitas em tamanhos físicos definidos, circulares chamados de orbitas/camadas ou níveis eletrônicos. Essas camadas foram chamadas de K, L, M, N, O, P, Q, correspondentes aos níveis de energia 1, 2, 3, 4,5, 6, 7. 2) Cada nível eletrônico possui uma energia definida (diferente de zero) e não é permitido os elétrons estarem entre dois níveis energéticos. 3) Cada nível energético, possui um determinado valor de energia. Fig.9. representação do átomo de Bohr para o Hidrogênio.6 3 E = - b /n2 n = número inteiro – número quântico de 1 ao inf b = combinação de constantes = 2,18 X 10 -13 J) O nível mais baixo que a equação fornece é para n=1, o maior valor da fração 1/n2 e o mais negativo e portanto o mais baixo. 4) Um elétron pode passar de um nível energético para outro quando absorve energia externa. Quando isto acontece dizemos que o elétron foi excitado. 5) Os elétrons, num átomo, ganham ou perdem energia somente em números inteiros de quanta (utilizando a Teoria de Planck). Quando um elétron ganha ou perde energia desse modo, deve passar de um nível de energia para outro; digamos de E1 para E2 : E2 - E1 = n hn h= constante de Planck = 6,63x10-34 joule segundo n = freqüencia de onda n = inteiros=1, 2, 3, 4,... 6)O elétron excitado pode retornar para um nível energético mais baixo, emitindo um fóton cuja energia é a diferença entre os dois níveis. E = EnA-En0 Postulados de Bohr e Os Níveis de Energia Fig.10 Transição de um estado de energia maior para um de energia menor. Emite fótons.1 0 4 5 Espectros Atômicos Quando um átomo faz uma transição eletrônica (ou mudança de estado) de energia mais alta para um nível de energia menor, ele perde energia que é emitida como um fóton. Bohr observou o espectro de linhas de determinados elementos e admitiu que os elétrons estavam confinados em estados específicos de energia. Esses foram denominados órbitas Energia emitida Freqüência (n) -Então no espectro atômico, cada linha espectral vem de uma transição específica Condição de freqüência de Bohr 6 Os comprimentos de onda de luz responsáveis pelas linhas do Hidrogênio estão relacionadas pela equação: Equação de Rydberg Para o Hidrogenio Série de Paschen As equações diferentes para as diferentes séries podem ser combinadas numa única equação (Equação de Rydberg): onde n2> n1 Visível O átomo de Bohr teve sucesso em explicar a equação de Rydberg - Bohr postula que a luz só pode ser somente emitida em certas freqüências (pelo espectro de linhas), A energia é quantizada O elétron pode possuir apenas certas quantidades de energia, ou seja, a energia do elétron é quantizada. Fig.8. Espectro de linhas do Hidrogênio.5 Modelo de Bohr 7 A observação de linhas espectrais discretas sugere que um elétron em um átomo pode ter somente certas energias. 8 Espectros Atômico do Hidrogenio Linha mais brilhante A observação de linhas espectrais discretas sugere que um elétron em um átomo pode ter somente certas energias. 9 - No espectro atômico, cada linha espectral vem de uma transição específica Diagrama de Níveis de Energia do Átomo de H Bohr E = - b /n2 n = número inteiro – número quântico b = combinação de constantes = 2,18 X 10 -13 J) O nível mais baixo que a equação fornece é para n=1, o maior valor da fração 1/n2 e o mais negativo e portanto o mais baixo. 1010 O Modelo de Bohr falha para átomos com mais de um elétron: -Pelo cálculo das diferenças entre níveis de energia, o átomo de Bohr teve sucesso em explicar a equação de Rydberg e consequentemente o espectro atômico do hidrogênio. -A teoria não explicava os espectros de átomos com mais de 1 elétron - Os conceitos de números quânticos e níveis definidos de energia foram importantes passos à frente 11 Trajetorias Sugeridas POR BOHR não tem nenhum Significado nem pode ser demonstrada Experimentalmente Surge o Modelo Atomico da Mecanica Quantica 12 De Broglie (1924) - Francês - Os elétrons quando ligados a átomos não se comportam como partículas sólidas e sim como ondas. Com a equação de De Broglie associa-se a Propriedade da onda, , e a propriedade da particula m e v m = massa, h« constante de Planck e v = velocidade Como Explicar? Objetos pesados tem comprimentos de onda extremamentes curtos. Os picos das ondas de matéria são tão proximos que as propriedades das ondas são imperceptíveis e sequer podem ser medidas experimentalmente. Entretanto, partículas pequenas com massas muito pequenas «como os eletrons»t êm comprimentos de onda muito maiores, e suas propriedades ondulatórias tornam-se uma parte importante do seu comportamento geral. = h / mv 1313 Princípio da Incerteza Princípio da Incerteza de Heisenberg 1926: - Para os elétrons: não podemos determinar seu momento e sua posição simultaneamente. (p/ x)≥ (1/2)ћ ћ= (h/2∏) -Não podemos determinar exatamente a posição, a direção do movimento e a velocidade simultaneamente de partículas atômicas que se comportam como onda. - Se x é a incerteza da posição da partícula então o momento linear (p=mv) somente pode ser conhecido dentro de uma incerteza p, então: 14 Funções de Onda e Níveis de Energia 1926 Schrödinger propôs uma equação que substitui a trajetória precisa da partícula por uma função de onda, representada pela letra y, que nos fornece a probabilidade da partícula ser encontrada numa região do espaço (Max Born). -A resolução da equação leva às funções de onda. -A função de onda fornece o contorno do orbital eletrônico. -Max Born ‘ 1929 interpretou y . -O quadrado da função de onda (y 2 = densidade de probabilidade ) multiplicado pelo volume da região fornece a probabilidade de se encontrar o elétron, isto é, dá a densidade eletrônica para o átomo. -A Mecânica Quântica não é determinística, mas sim probabilística. Ela nos força a abandonar a noção de trajetórias precisamente definidas das partículas no tempo e no espaço Schrödinger - Nobel em Física 1933 Modelo Atomico Atual -da Mecanica Quântica 15 A função de onda ( Ψ) descreve a energia de um determinado elétron e a probabilidade de encontrá-lo em um determinado volume do espaço. Essa equação resulta em inúmeras soluções matemáticas, chamadas de função de onda. Para cada FUNÇÃO DE ONDA existe uma ENERGIA associada. A equação só pode ser resolvida exatamente para o átomo de hidrogênio. Para átomos multi-eletrônicos, a solução é aproximada. 16 Somente certas vibrações podem ser observadas numa corda vibrante. Por analogia o comportamento do elétron no átomo é descrito da mesma forma – somente são permitidas certas funções de onda. Quantização surge naturalmente....(analogia com as cordas) • Cada função de onda ( Ψ) corresponde a energia permitida para o elétron e concorda com o resultado de Bohr para o átomo de H. • Cada função de onda ( Ψ) pode ser interpretada em termos de probabilidade e ( Ψ 2) dá a probabilidade de encontrar o elétron numa certa região do espaço. • A solução da equação ou função de onda ( Ψ) descreve um estado possível para oelétron no átomo denominado de ORBITAL. • Cada função de onda, ou seja, cada Orbital, é descrito por NÚMEROS QUÂNTICOS, que nos informam ENERGIA, FORMA E TAMANHO
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