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Estrutura Eletrônica dos Átomos

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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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