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Átomo de hidrogénio e estrutura atómica Espectro do átomo de hidrogénio


Espectro do átomo de hidrogénio

 Porque é que o espectro de emissão dos átomos é descontínuo?


Espectro do átomo de hidrogénio  Obtenção do espectro de emissão do hidrogénio Energia (J)

λ (nm)

3,03x10-19

656,3

4,09x10-19

485,8

4,58x10-19

434,0

4,84x10-19

410,1


Espectro do átomo de hidrogénio

 Espectro de absorção e de emissão do átomo de hidrogénio no visível.


Espectro do átomo de hidrogénio


Quantização da energia dos níveis  A energia do electrão no átomo de hidrogénio encontra-se quantificada ou quantizada.  O átomo de hidrogénio apenas emite ou absorve energia em quantidades fixas e determinadas.  O electrão apenas pode tomar certos valores de energia que correspondem a patamares energéticos → Níveis de energia.


Quantização da energia dos níveis

 Analogia mecânica relativa à quantificação da energia no átomo de hidrogénio.


Quantização da energia dos níveis  Se o electrão se encontra no nível de energia mais baixo (nível 1) diz-se que o átomo de hidrogénio está no estado fundamental.  Se o electrão absorver energia e transitar para um nível energético superior diz-se que o átomo ficou excitado.  A energia de excitação pode ser causada por uma descarga eléctrica, choques entre partículas e por ondas electromagnéticas.  O estado excitado não é estável e o átomo volta ao estado fundamental, libertando espontaneamente a energia adicional através de fotões de luz.  O estado fundamental é o mais estável.


Quantização da energia dos níveis

 Níveis energéticos.  As diferenças energéticas entre os vários níveis não apresentam o mesmo valor.


Quantização da energia dos níveis  Fora do átomo o electrão, supostamente em repouso, tem um valor zero de energia devido a estar fora do raio de acção do núcleo. Energia máxima do electrão = 0 J  Se a energia máxima é zero (fora do raio de acção do núcleo)então todos os valores de energia do electrão dentro do átomo são negativos.  Quanto mais próximo do núcleo mais baixa será a energia do electrão.


Quantização da energia dos níveis  Cada risca no espectro de emissão corresponde a um fotão de energia emitido quando um electrão transita de um nível energético superior (Em) para um inferior (En).  Energia do fotão emitido ou absorvido → ∆E  ∆E = Em – En (m e n são números inteiros m>n)  Energia emitida = Energia absorvida, para transições entre os mesmos níveis. (ex.: E2→1=E1→2)


Diagrama de energia e espectro do hidrogénio atómico

 Transições electrónicas do átomo de hidrogénio


Diagrama de energia e espectro do hidrogénio atómico  Série de Lyman: Zona do Ultravioleta (transição de um nível superior para o nível n=1)  Série de Balmer: Zona do Visível (transição de um nível superior para o nível n=2)  Série de Paschen: Zona do Infravermelho (transição de um nível superior para o nível n=3)

 Bandas originadas pelas transições energéticas no átomo de hidrogénio.


S茅rie de Balmer Cor

Energia (J)

位 (nm)

n de partida

Vermelho

3,03x10-19

656,3

3

Azul esverdeado

4,09x10-19

485,8

4

Azul

4,58x10-19

434,0

5

Violeta

4,84x10-19

410,1

6


SĂŠries espectrais


Espectro electromagnĂŠtico


Modelo de Bohr  Concebido em 1913 por Niels Bohr;  O electrão só pode mover-se em certas órbitas que denominamos estados, cada estado possui uma energia bem definida, quantização;  Os electrões percorriam órbitas circulares bem definidas.


Modelo da Nuvem Electrónica  Baseado nas chamadas nuvens electrónicas (espaço em que se movem os electrões);  Orbitais são uma zona de maior probabilidade electrónica, ou seja, onde a probabilidade de encontrar os electrões é mais elevada;  Quanto mais próximo do núcleo maior é a probabilidade de encontrar um electrão;  Orbital ≠ Órbita


Modelo Quântico  O modelo atómico da nuvem electrónica– Modelo Quântico  Este modelo é relativamente jovem e baseia sobretudo numa série de princípios e numa equação, a equação de função de onda, cujas soluções caracterizam as orbitais, quanto à sua energia forma e distribuição no espaço.


Números Quânticos  Segundo a Mecânica Quântica, um electrão só pode assumir determinados níveis de energia no átomo, aos quais corresponde um número quântico principal, n: n = 1, 2, 3, ... +∞ → Relacionado com a dimensão da orbital. → Relacionado com a energia do nível da orbital.  Número quântico de momento angular l: l = 0, 1, 2, ... , n-1 → Relacionado com a forma da orbital. → Especifica o tipo de orbital l

0

1

2

3

4

5

orbital

s

p

d

f

g

h


Números Quânticos  Número quântico magnético m : m = -l, ... , 0, ... , +l → Relacionado com a orientação das orbitais no espaço.  Número quântico de spin ms : ms =+½, -½ → Relacionado com a rotação do electrão sobre si próprio, que pode ter um sentido ou outro, que existe associada ao movimento de translação. → Não depende dos outros números quânticos


Números Quânticos orbital

n

l

m

n>0

0 < l < n-1

-l < m < +l

1

0

0

1s

0

0

2s

1

-1, 0, +1

2p

0

0

3s

1

-1, 0, +1

3p

2

-2, -1, 0, +1, +2

3d

2

3


Números Quânticos Orbitais

s

p

d

f

Número máximo de electrões

2

6

10

14

Subnível

1s

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f

5s 5p 5d 5f 5g

1

2

3

4

5

K

L

M

N

O

Nível


Orbitais  Cada conjunto possível de n, l e m define zonas do espaço em torno do núcleo onde é possível encontrar um determinado electrão→Orbital atómica.  n: relacionado com a dimensão da orbital.

 Orbitais s, 1s<2s<3s.


Orbitais  Orbitais atómicas  l=0 → orbitais s  l=1 → orbitais p


Orbitais  Orbital 1s    

Orbital esfĂŠrica n=1 l=0 m=0


Orbitais    

Orbitais 2p n=2 l=1 m=-1, 0, +1


Orbitais  Como l é dependente do valor de n, é possível saber para cada nível de energia do átomo de hidrogénio o número e tipo de orbitais possíveis.  Nível 1: n=1, l=0, m=0  Conjunto de valores único → (1,0,0)  Apenas uma orbital→1s  O número de orbitais existentes num determinado subnível de energia pode ser calculado pela expressão: 2l+1


Orbitais l=0→m=0 (2,0,0) ↔ 1 orbital 2s

n=2

l=1→m

-1→(2,1,-1) 0→(2,1,0) +1→(2,1,+1)

3 orbitais 2p


Configuração electrónica  Configuração electrónica do átomo de hidrogénio no estado fundamental

1s1 Nível de energia da orbital do electrão

Tipo de orbital

Número de electrões nessa orbital


Configuração electrónica  Princípio da energia mínima (Aufbau): num átomo no estado fundamental, os electrões distribuem-se pelas orbitais por ordem crescente de energia, i.e., os electrões ocupam primeiro as orbitais de menor energia.


Configuração electrónica  Principio de exclusão de Pauli: no mesmo átomo, não existem dois electrões com quatro números quânticos iguais. Como consequência desse princípio, dois electrões da mesma orbital têm spins opostos. Cada orbital atómica admite ,no máximo, dois electrões.


Configuração electrónica  Regra de Hund: em orbitais com os mesmos números quânticos n e l (têm a mesma energia e dizem-se degeneradas) não pode haver nenhuma orbital completa se ainda houver uma delas vazia. O preenchimento dessas orbitais é feito gradualmente.


Configuração electrónica


Configuração electrónica  O nível de energia mais afastado do núcleo é o nível de valência e os electrões desse nível são chamados de electrões de valência.  Os electrões mais internos são designados por electrões do cerne do átomo.


Espectro hidrogénio