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.