Partículas subatômicas

Partículas fundamentais Estrutura atômica

Estrutura eletrônica dos átomosRadiação eletromagnética

Radiação eletromagnética•A teoria atômica moderna surgiu a partir de estudos sobre a interação da radiação com a matéria.

A cor da luz depende de sua freqüência ou comprimento de onda

Dispersão da luz visível por um prisma

Radiação eletromagnética

Energia quantizada e fótons

Planck: a energia só pode ser liberada (ou absorvida) por átomos em certospedaços de tamanhos mínimos, chamados quantum.

A relação entre a energia e a frequência é onde h é a constante de Planck (6,626 x 10-34 J s).

Equação de Planck

Energia é diretamente proporcional à freqüência

Efeito fotoelétrico

Nenhum elétron é ejetado até que a radiação tenha freqüência acima de um determinado valor, característico do metal;

Os elétrons são ejetados imediatamente, por menor que seja a radiação;A energia cinética dos elétrons ejetados aumenta linearmente com a freqüência

da radiação incidente.O efeito fotoelétrico fornece evidências para a natureza de partícula da luz - “quantização”.

•Einstein supôs que a luz trafega em pacotes de energia denominados fótons.

ν= hE

Espectro atômico e o modelo de Bohr

Espectros de linhas de emissão - linhas espectrais

Um objetivo dos cientistas do final do século XIX era explicar por que os átomos gasosos emitem luz de somente determinadas freqüências e encontrar uma relação matemática entre as freqüências observadas.

Espectros de linhas

A radiação composta por um único comprimento de onda échamada de monocromática.

A radiação que se varre umamatriz completa de diferentescomprimentos de onda échamada de contínua.

A luz branca pode ser separada em um espectrocontínuo de cores.

Observe que não há manchasescuras no espectro contínuoque corresponderiam a linhasdiferentes.

Equação de Balmer-Rydberg

⎟⎟⎠

⎞⎜⎜⎝

⎛−⎟

⎠⎞

⎜⎝⎛=

λ 22

21

111nnh

RH onde RH é a constante de Rydberg (1,096776 x 107 m-1),h é a constante de Planck (6,626 x 10-34 J·s),

n1 e n2 são números inteiros (n2 > n1).

O modelo de Bohr

As cores de gases excitados surgem devido ao movimento dos elétronsentre os estados de energia no átomo.

( ) ⎟⎠⎞

⎜⎝⎛×−= −

218 1J 1018.2

nE n = no quântico principal

O modelo de Bohr

núcleoKLMN

ENERGIA CRESCENTE

nível 1 (n = 1) = Knível 2 (n = 2) = Lnível 3 (n = 3) = Mnível 4 (n = 4) = N

é é

éé

NÍVEIS

1

2

3

456

ESPECTRO

ENERGIA CRESCENTE

A primeira órbita no modelode Bohr tem n = 1, é a maispróxima do núcleo e convencionou-se que ela tem energia negativa.

A órbita mais distante no modelo de Bohr tem npróximo ao infinito e corresponde à energia zero.

Os elétrons no modelo de Bohr podem se mover apenas entre órbitas atravésda absorção e da emissão de energia em quantum (hν).

( )⎟⎟

⎠

⎞

⎜⎜

⎝

⎛−×−=

λ=ν=Δ −

2218 11J 1018.2

if nnhchE

Quando ni > nf, a energia é emitida.Quando nf > ni, a energia é absorvida.

Elétron como partícula-onda

Em 1924, Louis de Broglie, em sua tese de Doutorado, fez uma proposta revolucionária baseada nos trabalhos de Max Plank, Arthur Compton e Albert Einstein (mecânica quântica). Para descrever o elétron, Louis de Broglie considerou que tanto onda como matéria são energias e, portanto podem ser igualadas. A partir de sua hipótese, o elétron tem comportamento corpuscular (matéria) e ondulatório e passa a ser conhecido como partícula-onda. Surge então, O Princípio da dualidade do elétron.

Em 1927, com visão dualística para o elétron (mecânica quântica), WernerHeisenberg apresentou uma restrição matemática quanto às características do elétron. O seu trabalho estabeleceu que não fosse possível determinar com precisão, em um dado momento, a posição e o momento do elétron. Logo não épossível conhecer, simultaneamente, a posição e a energia do elétron. Esta restrição ficou conhecida como Princípio da incerteza de Heisenberg.

mvh

=λ

π≥ΔΔ

4· hmvxSe Δx é a incerteza da posição e Δmv é

a incerteza do momento, então:

EΨ =h2

8π2mx (v2Ψ) + vΨEnergia total do sistema =

Energia cinética

Energia potencial

psi = função de onda, trata-se de um sistema dualístico

onde, v2 =δ2

δx2+

δ2

δy 2+

δ2

δz 2x, y e z são coordenadas de espaço.

m e h são a massa do elétron e a constante de Plank, respectivamente.

Equação de SchrödingerEquação de Schrödinger: Em 1926 e 1927, Erwin Schrödinger publicou seis

trabalhos científicos que estabeleceram uma equção que possibilitou relacionar a energia do sistema eletrônico com suas propriedades ondulatórias, para qualquer elétron, de qualquer átomo, de todos os elementos químicos.

A função de onda fornece o contorno do orbital eletrônico.O quadrado da função de onda fornece a probabilidade de se encontrar o

elétron, isto é, dá a densidade eletrônica para o átomo.

Orbitais e números quânticos

A solução da equação de Shrödinger impõe três restrições que são conhecidos como números quânticos: número quântico principal (n) especifica o nível de energia do elétron como também o volume da região do espaço onde o elétron se encontra; número quântico secundário (l) determina a forma da região do espaço onde o elétron será encontrado; número quântico magnético (ml), este no não especifica energia, mas sim a orientação espacial da região no espaço onde o elétron poderá ser encontrado (orbital).

Orbitais atômicos

Orbitais s

À medida que naumenta, aumenta o número de nós.

Um nó é umaregião no espaçoonde a probabilidadede se encontrar um elétron é zero.

Em um nó, ψ2 = 0 Para um orbital s, o número de nós é n-1.

As letras correspondem aos valores permitidos de ml, -1, 0, e +1.

Os orbitais têm a forma de halteres.

À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores.

Todos os orbitais p têm um nó no núcleo.

Orbitais p

Orbitais d e f

Existem cinco orbitais d e sete orbitais f.

Três dos orbitais d encontram-se em um plano bissecante aos eixos x-, y- e z.

Dois dos orbitais d se encontram em um plano alinhado ao longo dos eixos x-, y- e z.

Quatro dos orbitais d têm quatro lóbulos cada.

Um orbital d tem dois lóbulos e um anel.

ÁÁtomostomos polieletrônicospolieletrônicos O espectro de linhas de átomospolieletrônicos mostra cada linhacomo um par de linhasminimamente espaçado.

Stern e Gerlach planejaram um experimento para determinar o porquê.

Um feixe de átomos passouatravés de uma fenda e por um campo magnético e os átomosforam então detectados.

Duas marcas foram encontradas: uma com os elétrons girando emum sentido e uma com os elétronsgirando no sentido oposto.

Spin eletrônico

Spin eletrônico e o princípio da exclusão de Pauli

Na presença de um campo magnético, podemos elevar a degeneração dos elétrons.

O princípio da construção - distribuição eletrônicaAs configurações eletrônicas nos dizem em quais orbitais os elétrons de um

elemento estão localizados.

Três regras:

Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de n.

Dois elétrons com o mesmo spin não podem ocupar o mesmo orbital (Pauli).

O princípio da construção - distribuição eletrônica

Para os orbitais degenerados, os elétrons preenchem cada orbital isoladamente antes de qualquer orbital receber um segundo elétron

(regra de Hund).

É experimentalmente observada que o elétron ocupa o orbital disponível que propicie ao átomo a menor energia possível (Regra n + 1).

O princípio da construção - distribuição eletrônica

ConfiguraConfiguraççõesões eletrônicaseletrônicas e a e a tabelatabela periperióódicadica

O número do periodo é o valor de n.Os grupos 1A e 2A têm o orbital s preenchido.Os grupos 3A -8A têm o orbital p preenchido.Os grupos 3B -2B têm o orbital d preenchido.Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido.

A tabela periódica pode ser utilizada como um guia para as configurações eletrônicas.

ConfiguraConfiguraççõesões eletrônicaseletrônicas e a e a tabelatabela periperióódicadica