Laboratório de Física Moderna Efeito Fotoelétrico Aula 01 ...
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1. Quantum, efeito fotoelétrico e fóton
2. Espectro de linha e o modelo de Bohr
3. Comportamento ondulatório da matéria
4. Princípio da incerteza e diagramas de nuvens eletrônicas
5. Os orbitais atômicos
6. Configuração eletrônica
7. Tabela periódica
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Propriedades químicas;
Teoria quântica:
Energia eletrônica;
Energia quantizada:
Estado fundamental;
Estado eletrônico excitado;
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3. Comportamento ondulatório da matéria
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Objetos quentes e quantização de energia (quantum):Para explicar a relação entre temperatura, a intensidade luminosa e os comprimentos de onda da radiação emitida por um corpo negro, em 1900 um físico alemão chamado Max Planck propôs que a energia absorvida ou liberada só poderia ocorrer em “pacotes” definidos de tamanhos mínimos, que receberam o nome de QUANTUM.
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A energia quantizada é dada pela fórmula:
E = n.h.f
onde n é o nº quântico e h a constante de Planck.
ΔE = Esup – Einf = hc/λ= h.f
h – 6,626 . 10-34 J.s / partícula
c – 2,998 . 108 m/s (velocidade da luz no vácuo)
λ – comprimento de onda em metros
f – freqüência em Hz
Dessa mesma equação vem:
ΔE = 1.196,105/λ ( kJ . Nm/mol)
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A luz emitida sobre uma superfície metálica limpa leva a emitir elétrons: o chamado efeito fotoelétrico.
O fóton é um pacote minúsculo de energia que se comporta como uma partícula.
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Espectro de linhas:
radiação monocromática;
espectro contínuo;
espectro de linhas;
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O modelo de Bohr para o hidrogênio:
Bohr postulou que o átomo de hidrogênio consistia em um próton central em torno do qual o elétron se movia numa órbita circular. Baseando-se na lei de Coulomb de atração eletrostática e nas leis de movimento de Newton, ele impôs uma condição sobre uma propriedade do elétron, denominada momento angular.
m.v.r = n.h/2π
onde: m é a massa do elétron, v é a sua velocidade e r é o raio da órbita em torno do núcleo.
A energia em cada órbita era dada por:
E = -2,18 . 10-18 . n -2 J / partícula
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Limitações do modelo de Bohr:
O modelo de Bohr não pôde explicar o espectro de outros átomos. No cálculo dos comprimentos de onda e das energias do hidrogênio, tinha um erro de apenas 0,1%, enquanto para o mais próximo elemento (He) os erros já pulavam para 5%.
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Louis de Broglie sugeriu que o elétron, em seu movimento ao redor do núcleo tinha associado a ele um comprimento de onda particular, dado pela equação:
λ = h/m.v ( m = massa ) ( v = velocidade )
Comprovada experimentalmente, para que a onda seja estável, ela deve traçar o mesmo caminho em voltas sucessivas pela órbita.
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Werner Heisenberg relacionou matematicamente a incerteza da posição Δx e o momento exato Δmv para uma quantidade envolvendo a constante de Planck:
Δx . Δmv > h/4π
Um cálculo rápido ilustra as implicações dramáticas do princípio da incerteza. O elétron tem massa aproximada de 9,11 . 10-31 g e se move numa velocidade de aproximadamente 5 . 106 m/s em um átomo de hidrogênio...
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Vamos supor que conhecemos a velocidade com uma incerteza de 1% (isto é, uma incerteza de (0,01)(5 . 106) = 5 . 104 m/s ) e que essa é a única fonte importante de incerteza no momento para que Δx = Δmv. Calculando a incerteza da posição temos:
Δx > h/4πmΔv => 6,63 . 10-34 / 4π . 9,11 . 10-31 . 5 . 104
Δx > 1 . 10-9 m
Uma vez que o diâmetro de um átomo de hidrogênio é apenas 2 . 10-10 m, a incerteza é muito maior do que o tamanho do átomo. Portanto, essencialmente, não temos idéia de onde o elétron está localizado no átomo.
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Erwin Schrödinger desenvolveu uma complexa equação para calcular a amplitude da onda em vários pontos do espaço. O quadrado da amplitude é proporcional à probabilidade de encontrar uma partícula nesse ponto. Por essa razão, ψ2 é chamada de densidade de probabilidade.
Para os elétrons, é chamada de densidade eletrônica, a partir da qual são criados os diagramas de nuvens eletrônicas.
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Orbital;
Mecânica quântica usa quatro números para descrever um orbital:
n – número quântico principal (nível):
1, 2, 3....
l – número quântico azimutal (subnível):
0 (s), 1 (p), 2 (d), 3 (f)...
ml – número quântico magnético (orbital):
...-2, -1, 0, 1, 2...
ms – número quântico magnético de spin:
1/2 ou - 1/2
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Princípio da exclusão de Pauli:
Afirma que elétrons de um mesmo átomo não podem ter o conjunto dos quatro números quânticos iguais (n, l, ml, ms).
Num dado orbital onde n, l e ml são fixos, a diferença está no ms, já que só podem ter dois elétrons em cada orbital, cada um girando em um sentido.
Elétron desemparelhado;
Elétrons emparelhados; (um girando em cada sentido)
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A distribuição dos elétrons pelo átomo é denominada configuração eletrônica.
Os elétron tendem a ficar na mais estável configuração eletrônica, ou seja, no orbital de menor energia, só que como isso não é possível para todos os elétrons, uma vez que não se pode ter mais de 2 elétrons por orbital, dizemos então que os orbitais são preenchido em ordem crescente de energia.
Ex:
o Li tem três elétrons, como no orbital 1s só cabem dois elétrons, o terceiro vai para o próximo orbital de mais baixa energia, o 2s.
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Regra de Hund:
a energia mais baixa é obtida quando os elétrons estão em spins paralelos, ou seja:
Configuração 1 ( 1s2 2s2 2p3 )
Configuração 2 ( 1s2 2s2 2p3 )
o N tem 7 elétrons e segundo o princípio de Hund a sua configuração eletrônica correta é a configuração 2.
Configuração do F ( 1s2 2s2 2p5 )
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Configurações condensadas:
aquela em que se coloca o símbolo do gás nobre de menor número atômico mais próximo, que por formar um octeto tem uma configuração mais estável, e em seguida se coloca a parte final da configuração;
essa parte final são os elétrons de valência; e o último elétron preenchido é o elétron diferenciador.
Ex: Li – [He] 2s1 ( [1s2] 2s1 )
K – [Ar] 4s1 ( [1s2 2s2 2p6 3s2 3p6] 4s1 )
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A tabela periódica está estruturada de forma que os elementos com o mesmo padrão de configuração eletrônica de níveis mais externos (de valência) estejam distribuídos em colunas:
1A – ns1 5A – ns2 np3
2A – ns2 6A – ns2 np4
3A – ns2 np1 7A – ns2 np5
4A – ns2 np2 8A – ns2 np6
onde n é o número do nível do orbital, que corresponde ao número da linha em que o elemento se localiza;
os elementos de transição terminam em d e f.
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Brown, LeMay e Bursten. “Química: a ciência central” – 9ª edição.