Pré-Relatório Espectro Atômico

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Universidade Estadual de Maringá - UEM	
 Centro de Ciências Exatas - CCE
 Departamento de Química - DQI
Pré-Relatório 
Espectro Atômico 
 
Acadêmicas:   
Andressa M. Takahashi                                              RA: 80106 
Bruna C. Bernardi RA: 99154
Geovana Alda                                                          RA: 95204
Mayara C. Caetano RA: 84502
Docente: Prof. Dr. Wilker Caetano 
Curso: Química - Bacharelado
Disciplina: Físico-Química Experimental I - Turma 03
   Maringá – 2021
1. INTRODUÇÃO 
1.1. Estados eletrônicos e níveis de energia
Os estados eletrônicos e níveis de energia através da mecânica quântica, um conjunto de leis matemáticas adaptadas à mecânica do movimento de objetos infinitamente pequenos como o átomo, preveem a localização provável de elétrons em átomos através de quantidades discretas e específicas de energia. “As energias dos elétrons são semelhantes às energias dos livros, em um conjunto de livros empilhados. A energia potencial de um livro depende da distância em que ele se encontra acima do solo. (Quanto maior a altura, maior a sua capacidade em potencial de realizar trabalho na queda.) Desde que um conjunto empilhado atribui à apenas um livro certo nível de energia potencial, podemos então dizer que a energia potencial de um livro no conjunto empilhado é quantizada. A energia de um elétron em um átomo é semelhante à do livro, exceto que esta é a energia total (cinética mais potencial), a qual é quantizada”.
Os orbitais correspondem a estados individuais que podem ser ocupados por elétrons em um átomo. Cada orbital acomoda um máximo de dois elétrons, e quando isso ocorre, diz-se que os elétrons são emparelhados. Um orbital é uma região do espaço de maior probabilidade de se encontrar um elétrons, cuja posição não pode ser determinada com exatidão.
Já os níveis ou camadas, representa a distância média do elétron referente ao núcleo do átomo, sendo reconhecidas um máximo de sete camadas para um mesmo átomo, comumente representadas pelas letras K, L, M, N, O, P e Q, respectivamente de 1 à 7.
 
Figura 1: Fonte: https://www.soq.com.br/conteudos/ef/introducaoconstituicao/p1.php#:~:text=Na%20eletrosfera%2C%20os%20el%C3%A9trons%20giram,%2CO%2CP%2CQ.&text=Quando%20um%20el%C3%A9tron%20salta%20para%20uma%20camada%20mais%20externa%20ele%20absorve%20energia.
1.2. Transições eletrônicas
A transição eletrônica é descrita pela diferença entre os valores das energias quantizadas de dois estados quaisquer. Deste modo, este modelo (na caixa, anel ou superfície esférica) pode ser de grande ajuda na compreensão inicial de conceitos de transições eletrônicas em moléculas que contêm elétrons deslocalizados, por exemplo os presentes em ligações π, bem como na interpretação de seus espectros eletrônicos. 
O modelo da partícula confinada, quer em sistemas definidos por caixa em uma, duas ou três dimensões ou em outros ambientes como anel ou superfície esférica, é útil no entendimento da resolução da Equação de Schroedinger possibilitando a obtenção do valor de energia E, como mostra a Equação 1.
 Equação 1 
No caso da partícula na caixa unidimensional de comprimento a, assumindo-se o potencial zero dentro da caixa e infinito fora, observando-se as condições de contorno para a função de onda Ψ(0) = Ψ(a) = 0, obtém-se as autofunções normalizadas Ψn(x) e os autovalores En, Equações 2 e 3, respectivamente
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As descrições para a partícula nas caixas em 2D e 3D podem ser feitas de modo análogo à anterior em 1D. No caso de duas dimensões é possível também a aplicação considerando-se o deslocamento da partícula em um anel de raio r e comprimento C. Para isto a representação bidimensional pode ser feita em termos de coordenadas polares, utilizando-se apenas as coordenadas (r e f) e mantendo-se θ fixo.
O caso de uma partícula em um anel unidimensional é um exemplo instrutivo para o estudo da quantização do momento angular, ou seja, um elétron orbitando o núcleo. As funções de onda azimutais neste caso são idênticas às autofunções para a energia da partícula em um anel.
A deslocalização eletrônica dos orbitais triplamente degenerados pode ser associada à forma de um anel, como mostra a Figura 1a. Assim, este modelo simples também pode ser usado no estudo das transições eletrônicas para este sistema molecular e análogos.
1.3. Modelo atômico de Bohr
O Modelo Atômico de Bohr apresenta o aspecto de órbitas onde existem elétrons e, no seu centro, um pequeno núcleo. Os elétrons estão distribuídos em camadas ao redor do núcleo. A medida que as camadas se afastam do núcleo, aumenta a energia dos elétrons nelas localizados.
Quando um elétron salta de um nível menor para um nível maior, ele absorve energia, e quando retorna para um nível menor, o elétron emite uma radiação em forma de luz. Bohr organizou os elétrons em camadas ou níveis de energia, cada camada possui um nome e deve ter um número máximo de elétron. 
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".
Figura: Modelo atômico de Bohr. (Fonte:https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/o-atomo-bohr.htm)
1.4. Números quânticos
Os elétrons são identificados pelos cientistas por seus conteúdos de energia, que podem ser expressos por códigos matemáticos denominados números quânticos. Cada elétron de um átomo é caracterizado por quatro números quânticos, que são: principal (n), secundário ou azimutal (l), magnético (m ou ml) e spin (s ou mS). Em um mesmo átomo não existem dois elétrons com os mesmos números quânticos.
O número quântico do spin mostra o sentido da rotação do elétron. Dois elétrons num mesmo orbital não se repelem porque cada elétron gira ao redor de seu próprio eixo no sentido horário ou anti-horário. Dois elétrons no orbital giram em sentidos opostos, anulando o magnetismo um do outro e proporcionando um sistema mais estável. Assim, em função dos sentidos de rotação para os elétrons, são conhecidos dois valores para o spin: s= +1/2 e -1/2.
1.5. Séries Lyman, Balmer, Paschen, e constante de Rydberg
A série de Lyman corresponde ao conjunto de transições eletrônicas num átomo de hidrogênio responsáveis pela emissão de radiação na zona do ultravioleta (UV). As transições electrónicas que caracterizam esta série dão-se de um estado excitado (n 2) para o nível n = 1.
Todas as transições estão situadas na região UV, dado o comprimento de onda da radiação emitida ser inferior a 400 nm. Cada transição é designada de forma sequencial por uma letra do alfabeto grego, conforme figura abaixo: 
Figura: Transições designadas por Lyman. (Fonte: https://wikiciencias.casadasciencias.org/wiki/index.php/S%C3%A9rie_de_Lyman)
A previsão do comprimento de onda da radiação emitida pelas transições eletrônicas da série de Lyman e consequente valor energético, pode ser efectuada através da fórmula de Rydberg:
 
Nesta equação, R representa a constante de Rydberg, R= 1,097373107 m-1. No caso da série de Lyman, n1 = 1.
A série de Balmer corresponde ao conjunto de transições eletrônicas num átomo de hidrogénio de estados excitados (n 3) para o nível n = 2 responsáveis pela emissão de radiação na zona do visível e do ultravioleta (UV) próximo. No caso da série de Balmer, n1 = 2.
O conjunto de linhas observadas na região do visível é conhecido como série de Balmer. Cientistas como Lyman, Paschen, Bracket e Pfund, nos seus estudos, caracterizaram novas séries espectrais que ficaram conhecidas como série de Lyman, na região do ultravioleta, e as séries de Paschen, Bracket e Pfund, na região do infravermelho.
1.6. Transições esperadas no visível para os átomos de mercúrio e hidrogênio excitados
O hidrogênio é o elemento mais leve e o que tem o espectro mais simples. O espectro do hidrogêniotem quatro raias mais ou menos intensas que são visíveis aos nossos olhos e várias outras que não são. Os números indicam o comprimento de onda da luz de cada componente em uma unidade chamada Angstrom, muito usada em espectroscopia, a qual apresenta um comprimento pequeno, ou seja, 1 Angstrom vale 0,00000001 centímetros, ou 10-8 cm.
Figura: Espectro visível do átomo de hidrogênio.
Figura: Espectro visível do átomo de mercúrio.
1.7. Fenômeno de refração da luz.
Refração da luz é o fenômeno que consiste na mudança de velocidade de propagação da onda eletromagnética quando essa atravessa meios ópticos diferentes. Durante a refração, o comprimento de onda da luz muda, enquanto a sua frequência permanece constante. A refração pode ou não ser acompanhada de uma mudança na direção da propagação da luz.
O índice de refração absoluto é uma grandeza adimensional, isto é, uma grandeza que não tem unidade de medida, calculada pela razão entre a velocidade da luz no vácuo e a velocidade da luz naquele meio.
Sendo: n, o índice de refração, c, a velocidade da luz no vácuo (c ≈ 3,0.108 m/s) e v, a velocidade da luz no meio (m/s). A lei da refração, também conhecida como lei de Snell-Descartes, é usada para calcular o desvio angular sofrido pelo raio de luz refratado. De acordo com essa lei, a razão entre os senos dos ângulos de incidência e refração é igual à razão entre as velocidades da luz nos meios incidente e refratado, respectivamente. A fórmula da 2ª lei da refração é mostrada a seguir, observe:
1.9. Prisma
Um prisma é um sólido geométrico formado por uma face superior e uma face inferior paralelas e congruentes (também chamadas de bases) ligadas por arestas. As laterais de um prisma são paralelogramos. No entanto, para o contexto da óptica, é chamado prisma o elemento óptico transparente com superfícies retas e polidas que é capaz de refratar a luz nele incidida. O prisma faz parte dos estudos de geometria espacial. É caracterizado por ser um poliedro convexo com duas bases (polígonos iguais) congruentes e paralelas, além das faces planas laterais (paralelogramos). Quando uma luz branca passa por um prisma, esta se decompõe em luz de diferentes cores, formando um espectro como o arco-íris. 
2. OBJETIVO 
Determinar parte do espectro do átomo de hidrogênio e o valor da constante de Rydberg.
3. PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS 
3.1. Mercúrio (Hg)
Massa atômica: 200,59 u
Número atômico: 80
Ponto de fusão: -38,83 °C
Ponto de ebulição: 356,7 °C
3.2. Gás Hidrogênio (H2)
Massa molar: 2,01588 g/mol
Ponto de ebulição: -252,8 °C
Ponto de fusão: -259,1 °C
Densidade: 0.08988 g/l; 0.0708 g/mL (líquido, -253 °C); 0.0706 g/mL (sólido, -262 °C
4. REFERÊNCIAS 
[1]https://www.soq.com.br/conteudos/ef/introducaoconstituicao/p1.php#:~:text=Na%20eletrosfera%2C%20os%20el%C3%A9trons%20giram,%2CO%2CP%2CQ.&text=Quando%20um%20el%C3%A9tron%20salta%20para%20uma%20camada%20mais%20externa%20ele%20absorve%20energia.
[2]https://www.scielo.br/scielo.php?script=sci_arttext&pid=S0100-40422013000400019
[3] https://www.todamateria.com.br/modelo-atomico-de-bohr/
[4] https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/o-atomo-bohr.htm
w2
[6] https://wikiciencias.casadasciencias.org/wiki/index.php/S%C3%A9rie_de_Balmer
[7]https://seara.ufc.br/pt/secoes-especiais-de-ciencia-e-tecnologia/secoes-especiais-fisica/a-serie-de-balmer-e-o-espectro-do-hidrogenio/
[8]https://www.sofisica.com.br/conteudos/Otica/Refracaodaluz/prisma.php
[9]https://brasilescola.uol.com.br/fisica/a-refracao-luz.htm#:~:text=Refra%C3%A7%C3%A3o%20da%20luz%20%C3%A9%20o,essa%20atravessa%20meios%20%C3%B3pticos%20diferentes.&text=A%20refra%C3%A7%C3%A3o%20pode%20ou%20n%C3%A3o,dire%C3%A7%C3%A3o%20da%20propaga%C3%A7%C3%A3o%20da%20luz.
[10]http://www.mundovestibular.com.br/articles/780/1/A-ESPECTROSCOPIA-ATOMICA/Paacutegina1.html