1 2 energia eletroes nos atomos

1.2. ENERGIA DOS ELETRÕES NOS ÁTOMOS

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1

Hoje conhecemos a composição química das estrelas e de outros astros muito distantes.

Como é possível?

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2

Esse conhecimento resulta da anĂĄlise da luz que ĂŠ emitida, refletida ou transmitida pelos corpos celestes.

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3

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4

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5

Recordando…

• A frequência corresponde ao número de ciclos completos realizados pela onda em cada segundo.

• O comprimento de onda indica a distância em linha reta entre dois pontos consecutivos com a mesma fase de vibração da onda.

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6

Espetro eletromagnético O conjunto de todas as radiações eletromagnéticas constitui o

espetro eletromagnético.

Energia J

10-25

10-23

10-21

108

1010

1012

10-19 1014

10-17

10-15

10-13

1016

1018

1020

Frequência Hz Tipo de radiação

Ondas de rádio Micro-ondas 2,55 × 10-19 J

Infravermelho

Ultravioleta

Visível

Raios X

Raios gama 5,23 × 10-19 J

Energia crescente

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7

ESPETRO ELETROMAGNÉTICO

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8

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9

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10

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11

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12

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13

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14

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15

A luz branca é policromática (inclui todas as cores do espetro da luz visível) e pode ser decomposta em luz monocromática (luz de uma só cor).

O espetro de uma lâmpada de incandescência é de emissão contínuo.

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16

Alguns exemplos de fontes de espetros de emissão contínuos na região do visível.

Lâmpadas de incandescência

Corpos incandescentes (ao rubro)

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Lâmpadas de halogéneo

17

O espetro de uma lâmpada fluorescente é de emissão descontínuo ou de riscas (fundo preto com riscas coloridas).

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18

Tubos de Pluecker – Tubos contendo um gás rarefeito que é sujeito a uma tensão elétrica muito elevada.

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19

Concluindo: Os espetros que resultam da decomposição da luz emitida por um corpo são espetros de emissão e podem ser contínuos ou

descontínuos (ou de riscas).

Espetro de emissão contínuo

Espetro de emissão descontínuo

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20

Espetro de absorção descontínuo (fundo colorido com riscas pretas).

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21

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22

Alguns exemplos de fontes de espetros de emissão de riscas na região do visível

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23

Alguns exemplos de fontes de espetros de emissão de riscas na região do visível

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24

Alguns exemplos de espetros de emissão de riscas de elementos químicos.

Cada elemento químico possui o seu próprio padrão de riscas espetrais, que funciona como uma espécie de “impressão digital” do elemento.

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25

ESPETRO DE ABSORÇÃO E DE EMISSÃO DO HÉLIO

Os espetros de absorção e de emissão de um mesmo elemento químico são complementares.

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26

Resumindo:

contínuos de emissão Espetros

de riscas

Resultam da luz emitida por um corpo

de absorção

de riscas

Resultam da absorção parcial da luz ao atravessar a matéria

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27

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28

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29

Energia da radiação Um fotão é a menor porção de luz que pode ser emitida ou absorvida.

A energia do fotão é diretamente proporcional à frequência da

luz correspondente.

Maior frequência  Maior energia

frequência h = 6,63 x 10 -34 J s ( Constante de Planck) Ano letivo 2016/2017 | Prof. Isabel Reis

30

Um feixe de luz é um conjunto de fotões.

E feixe de fotões = N E fotão nº de fotões

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31

VisĂ­vel

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32

Por que motivo surgem as riscas nos espetros atómicos?

?

A descontinuidade das riscas espetrais está associada à descontinuidade da energia do eletrão no átomo.

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33

Niels Bohr O físico Niels Bohr, em 1913, propôs um modelo para a estrutura do átomo que viria a explicar os espetros atómicos:

o modelo atómico de Bohr.

Ganhou o prémio Nobel da Física em 1922.

Niels Bohr

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34

Modelo atómico de Bohr Bohr formulou o seu modelo para o átomo de hidrogénio, admitindo que: o eletrão gira à volta do núcleo em órbitas circulares cujos valores de raio e energia não são aleatórios, isto é, apenas podem assumir determinados valores, pois estão quantizados; enquanto o eletrão percorre determinada órbita, não absorve nem emite energia;

Niels Bohr concluiu que só alguns estados de energia são permitidos para o eletrão no átomo – são os chamados estados estacionários de energia.

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35

n=5 n=4

Podemos estabelecer uma analogia entre o estado estacionário de energia com o “estado” de uma bola quando desce ou sobe uma escada.

A bola só pode permanecer num dos degraus e não entre eles.

Mas atenção: no átomo, os “degraus” não se encontram todos à mesma distância uns dos outros!

n=3 n=2

n=1 Esquema da descontinuidade de energia

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36

Excitação e desexcitação O átomo absorve energia e o eletrão passa para um nível de energia superior.

Há uma excitação do átomo.

Absorção O átomo emite energia e o eletrão passa para um nível de energia inferior. Há uma desexcitação do átomo.

Emissão Ano letivo 2016/2017 | Prof. Isabel Reis

37

quando o eletrão absorve energia, transita de uma órbita mais interna para uma órbita mais externa (excitação).

quando o eletrão emite energia, transita de uma órbita mais externa para uma órbita mais interna (desexcitação).

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38

E n=∞

A excitação dos átomos pode

n=4

acontecer por:

n=3

aquecimento, isto é, por

•

n=2

colisão com outros átomos; n=1

descargas elétricas, isto

•

é, por colisão com eletrões; radiação,

•

isto

é,

por

absorção de fotões.

A

desexcitação

dos

átomos

acontece

sempre

com

libertação de radiação (o que origina as riscas espetrais).

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39

Energia do eletrão no átomo O eletrão no átomo tem: energia potencial elétrica, Ep, devido à interação elétrica entre cargas; energia cinética, Ec, porque o eletrão tem massa e velocidade.

Eeletrão = Epotencial + Ecinética

Fora da ação do núcleo, onde a energia potencial do eletrão é nula (Ep = 0), se o eletrão estiver em repouso (Ec = 0), a energia

total do eletrão é nula.

Para extrair o eletrão do átomo, ficando este com energia nula, é

preciso fornecer-lhe energia. Deste modo se conclui que no átomo a energia do eletrão é negativa.

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40

Energia do eletrão no átomo de hidrogénio Os eletrões de um conjunto de átomos de hidrogénio podem transitar para estados excitados, absorvendo energia através de vários processos.

Ao “regressarem” a estados de energia mais baixos, emitem energia sob a forma de radiação eletromagnética, dando origem às riscas que se observam no espetro Alvo

Prisma

Espetro de emissão do hidrogénio

Hidrogénio

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41

Diagrama de energia do eletrão no átomo de hidrogénio Os níveis de energia vão de n = 1 até n = ∞.

n = 1  estado fundamental (nível de

energia mais baixo)

n = 2  1º estado excitado n = 3  2º estado excitado … n = ∞ o átomo ioniza-se, perde o eletrão (nível de energia mais elevado)

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42

Da análise do diagrama podemos concluir que…  os valores de energia do eletrão no átomo são negativos;

 a energia que o eletrão assume no átomo só pode ter

determinados valores e não todos, o que significa que a energia está quantizada;

 os níveis de energia vão sendo cada vez mais próximos, isto é, a diferença entre níveis consecutivos de energia é cada vez menor.

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43

Espetro de emissĂŁo do hidrogĂŠnio na zona do visĂ­vel NĂ­veis de energia (E / J)

n=∞ n=6 n=5 n=4

−đ?&#x;Ž, đ?&#x;Žđ?&#x;— Ă— đ?&#x;?đ?&#x;Žâˆ’đ?&#x;?đ?&#x;– −đ?&#x;Ž, đ?&#x;?đ?&#x;’ Ă— đ?&#x;?đ?&#x;Žâˆ’đ?&#x;?đ?&#x;–

n=3

−đ?&#x;Ž, đ?&#x;?đ?&#x;’ Ă— đ?&#x;?đ?&#x;Žâˆ’đ?&#x;?đ?&#x;–

n=2

−đ?&#x;Ž, đ?&#x;“đ?&#x;’ Ă— đ?&#x;?đ?&#x;Žâˆ’đ?&#x;?đ?&#x;–

n=1

−đ?&#x;?, đ?&#x;?đ?&#x;– Ă— đ?&#x;?đ?&#x;Žâˆ’đ?&#x;?đ?&#x;–

Energia Ano letivo 2016/2017 | Prof. Isabel Reis

44

Espetro de emissão do hidrogénio Por desexcitação eletrónica, um átomo de hidrogénio pode emitir: • luz infravermelha • luz visível • luz ultravioleta

Infravermelho

Visível

Ultravioleta E

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45

Níveis de energia (E / J) n=∞ n=6 n=5 n=4 n=3 Paschen (IV)

n=2 Balmer (Visível)

n=1 Estado fundamental

Lyman (UV)

Infravermelho

Visível

Ultravioleta

E Ano letivo 2016/2017 | Prof. Isabel Reis

46

As riscas que aparecem no espetro atómico do hidrogénio agrupam-se nas chamadas séries espetrais.

Nome Série de Lyman

Transição para n = 1

Luz emitida Ultravioleta

Série de Balmer

de n ≥ 3 para n = 2

Visível

Série de Paschen

de n ≥ 4 para n = 3

Infravermelha

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47

Séries espetrais do átomo de Hidrogénio

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48

Transições eletrónicas A energia da transição corresponde à diferença de energia entre dois níveis energéticos:

Níveis de energia n=∞ n=4

n=3

ΔE = Ef - Ei

Nível inicial

n=2

n=1

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Nível final

49

Por exemplo, se o eletrão de um átomo de hidrogénio transitar do

nível n = 3 para o nível n = 1, a energia de transição é dada por:

ΔE = E1 − E3 ΔE = (−2,18×10-18) − (−0,24×10-18) = −1,94×10-18 J

Como o átomo perdeu (libertou) energia, o valor obtido é negativo, então diz-se que ocorreu uma desexcitação.

na emissão: ΔE < 0 ΔE = Enível final – Enível inicial

na absorção: ΔE > 0

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50

Energia de ionização Se um átomo de hidrogénio absorver um fotão com energia suficiente, o eletrão poderá atingir o nível n = ∞, cuja energia é zero.

Nesta situação, dizemos que o átomo se ioniza, ou seja, se transforma num ião H+:

H → H+ + e-

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51

É possível calcular a energia de ionização para o átomo de hidrogénio no estado fundamental:

ΔE = E∞ − E1

Ei

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52

Se a energia fornecida for superior ao valor da energia de ionizaçãoâ&#x20AC;Ś

Efornecida = Ei + Ec Ec =

1 2

đ?&#x2018;&#x161; đ?&#x2018;Ł2

Se a energia fornecida ao åtomo for superior ao valor da energia de ionização, o eletrão abandonarå o åtomo e a energia em excesso serå convertida em energia cinÊtica do eletrão.

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53

Espetros atómicos Cada elemento químico possui um conjunto de níveis de energia que

o

caracteriza,

eletrónicas diferentes

que de

as

ocorrem elemento

são para

Assim, a energia da luz envolvida transições

n=2

transições

elemento.

nas

Elemento A n=3

eletrónicas

será

característica de cada elemento.

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n=1 Elemento B n=3 n=2 n=1

54

A luz emitida ou absorvida por uma amostra de matéria pode ser

utilizada para identificar elementos químicos nela presentes sendo que os espetros atómicos são característicos de cada elemento.

Espetros atómicos de emissão do mercúrio e cálcio, respetivamente.

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55

Espetro de emissão Sódio Espetro de absorção

No espetro de absorção de um elemento químico, as riscas escuras, correspondentes à radiação absorvida, estão na mesma posição das

riscas coloridas do espetro de emissão do mesmo elemento.

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56

Espetroscopia atómica A espetroscopia atómica analisa matéria por utilização de espetros. É aplicada em análises químicas para

detetar

elementos

numa

amostra e também para quantificar essa presença, pois a intensidade da

luz emitida e absorvida depende do número de átomos de determinado elemento presente na amostra.

Equipamento de espetroscopia atómica.

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57

A espetroscopia atómica é utilizada em:

 investigação criminal (análise de provas);  qualidade alimentar (análise de águas e alimentos);  metalurgia (caracterização de ligas metálicas).

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58

Modelo quântico Apesar de a noção de nível de energia, n, previsto pelo modelo de Bohr, se manter, a evolução do conhecimento científico a partir desse modelo levou à necessidade de

alterações e ao aparecimento de um novo modelo atómico: o modelo quântico ou modelo da nuvem eletrónica ou modelo da orbital.

Este modelo atómico diz-nos que só é possível conhecer a localização do eletrão em termos de probabilidade.

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59

De acordo com o modelo quântico, não existem órbitas bem definidas em volta do núcleo.

Mesmo

assim,

continua

a

ser

comum

a

seguinte

representação de átomos:

Representações do átomo de acordo com modelos atómicos menos atuais.

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60

No modelo quântico a explicação do comportamento dos eletrões é feita através da nuvem eletrónica.

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61

Nuvem eletrónica é a representação da densidade da distribuição de eletrões à volta do núcleo, correspondendo às

regiões mais densas a maior probabilidade de aí encontrar eletrões.

Orbital é a região do espaço, em torno do núcleo, onde existe 90% de probabilidade de encontrar o eletrão com uma determinada energia.

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62

Representação da probabilidade de encontrar o eletrão numa dada região do espaço: (a) nuvem eletrónica (orbital); (b) curva de probabilidade.

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63

Diferenças entre modelos atómicos

Modelo atómico de Bohr

Modelo quântico

Órbita: trajetória bem definidas; o raio da órbita está associado à energia do eletrão.

Nuvem eletrónica: representação da densidade da distribuição de eletrões à volta do núcleo atómico.

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64

Como se determinam as energias dos eletrões nos átomos?

?

Para se conhecer a energia de cada eletrão num átomo recorre-se a uma técnica designada por espetroscopia fotoeletrónica.

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65

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66

Energia de remoção eletrónica

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67

Se os eletrões possuírem energias diferentes, haverá tantos valores de energias de remoção quantos os estados de energia para os eletrões.

As setas representam energias de remoção.

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68

Eletrão de valência

Eletrão do cerne

em média mais afastado do núcleo

em média mais próximo do núcleo

menor atração núcleoeletrão

maior atração núcleoeletrão

Núcleo

mais fácil remover o eletrão

mais díficil remover o eletrão

Menor energia de remoção eletrónica, Er

Maior energia de remoção eletrónica, Er

Os eletrões com maior valor de energia de remoção são aqueles que ocupam níveis de menor energia.

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69

Energias de remoção eletrónica em kJ mol−1

1H

1312

2He

2373

3Li

4Be

5B

6C

801

1086

520

899

1248

1601

5596

11096

18525

27788

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70

Energias de remoção eletrónica em kJ mol−1

7N

8O

9F

10Ne

11Na

12Mg

496

737

1402

1314

1681

2084

3280

5200

1962

2748

3652

4677

6368

8860

38883

51909

66960

83951

103721

126000

Observando as tabelas podemos tirar uma primeira conclusão: átomos de elementos diferentes possuem valores diferentes de energia de eletrões.

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71

Energias de remoção kJ/mol

Espetro fotoeletrónico do sódio

11Na

496 3280 6368

103721

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72

Análise do espetro fotoeletrónico do sódio

A altura de cada pico é proporcional ao número de eletrões em

cada nível ou subnível de energia.

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73

Análise do espetro fotoeletrónico do sódio

Existem três zonas do espetro correspondentes a energias de remoção bastante distintas (diferentes ordens de grandeza). Logo, conclui-se que existem três níveis de energia onde se distribuem os eletrões do átomo de sódio.

Nota: A dupla barra separa diferentes zonas que correspondem a diferentes níveis de energia (ordens de grandeza diferentes).

74

Análise do espetro fotoeletrónico do sódio

Numa zona do espetro (correspondente a um nível de energia) existem dois picos. Conclui-se que existem dois subníveis de energia.

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75

Análise do espetro fotoeletrónico do sódio

Os 11 eletrões do átomo de sódio distribuem se por 3 níveis de energia, com o segundo nível desdobrado em 2 subníveis. O 11.º eletrão ocupa um novo nível de energia superior.

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76

Análise do espetro fotoeletrónico do sódio

As alturas dos picos correspondentes aos subníveis do segundo nível de energia são diferentes. O segundo subnível de energia comporta três vezes mais eletrões do que o subnível de energia

anterior, ou seja, seis eletrões.

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77

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78

Na

Níveis

Subníveis

n=2

n=1

n=3

1s

2s

2p

3s

(104 MJ mol-1)

(6,37 MJ mol-1)

(3,28 MJ mol-1)

(0,50 MJ mol-1)

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79

O seguinte esquema mostra a distribuição de eletrões por níveis de energia (1, 2 e 3) e por subníveis de energia (s e p) para o átomo de sódio.

Na 2 eletrões em 1s 2 eletrões em 2s 6 eletrões em 2p 1 eletrão em 3s

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80

Existem tantos valores de energias de remoção quanto o número de subníveis.

O conceito de subnível está associado à forma da orbital.

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81

Orbitais s – forma esférica

O nível de energia está associado ao tamanho da orbital e à energia dos eletrões, sendo que a um maior valor de n corresponde um maior valor de energia e uma maior distância eletrão-núcleo.

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82

Orbitais p – forma lobular px

x

z

py

y

z

x

pz

y

z

x

y

As três orbitais do tipo p possuem a forma de lóbulos simétricos com diferentes orientações (px, py e pz), mas possuem a mesma energia (orbitais degeneradas).

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83

Orbitais d

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84

Orbitais f

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85

O número de orbitais possível é sempre um número ímpar consecutivo até um máximo de 7 orbitais.

Orbitais de um mesmo subnível, como acontece nos subníveis p, d e f, têm a mesma energia e, por isso, designam-se por orbitais degeneradas.

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86

SPIN ELETRÓNICO O spin está associado ao sentido de orientação do eletrão em torno do núcleo. Em cada orbital preenchida, os dois eletrões possuem sentidos de rotação opostos.

Experiência que permitiu demonstrar a existência do movimento angular intrínseco dos eletrões.

Movimento de rotação eletrónica (spin).

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87

CONFIGURAÇÃO ELETRÓNICA DOS ÁTOMOS A forma como os eletrões se distribuem nos seus níveis e subníveis designa-se por configuração eletrónica.

Princípio de Exclusão de Pauli Em cada orbital só podem existir, no máximo, dois eletrões

com spins opostos – Princípio de Exclusão de Pauli.

spin α e spin β

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88

Princípio de Construção ou de Aufbau Os eletrões distribuem-se pelas orbitais por ordem crescente de energia.

Ordem de preenchimento das orbitais atómicas.

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89

Configurações eletrónicas

1

1H – 1s

2

1

2

2

3Li – 1s 2s

2

6C – 1s 2s 2p 2

2

6

2

6

1

19K – 1s 2s 2p 3s 3p 4s 2

2

6

2

6

2

20Ca – 1s 2s 2p 3s 3p 4s 2

2

6

2

6

2

2

22Ti – 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d

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90

O sódio (Z = 11), possui a seguinte distribuição dos eletrões pelos níveis e subníveis de energia: 11Na

–1s2 2s2 2p6 3s1

Recordando…

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91

O subnível 2p tem 6 eletrões, o que significa que existem 3 orbitais 2p (2px, 2py e 2pz).

Então, podemos escrever a configuração eletrónica do sódio da seguinte forma:

2 2s2 2p2 2p2 2p2 3s1 Na – 1s 11 x y z

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92

A distribuição dos eletrões pelas orbitais atómicas pode ser apresentada de diversas formas: CONFIGURAÇAO ELETRÓNICA

EXEMPLO

• Pela escrita das orbitais realizada por ordem crescente de energia e o número de

Mg - 1s2 2s2 2p6 3s2

eletrões em cada subnível figura como expoente.

• Pela representação abreviada ou concisa em que o cerne do átomo é representado

Mg - [Ne] 3s2

pelo gás nobre imediatamente anterior entre parêntesis retos, evidenciando-se depois os eletrões mais externos que determinam as suas propriedades.

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93

CONFIGURAÇAO ELETRÓNICA

EXEMPLO

• Pela representação das orbitais como caixas e os eletrões que as ocupam como

setas orientadas para cima ou para baixo.

Os sentidos opostos das setas traduzem o facto de os eletrões de uma orbital

possuírem diferentes estados de spin.

• Num diagrama de energias das orbitais, com a vantagem de se poder visualizar a

diferença de energia que existe entre os diversos níveis e subníveis eletrónicos para o átomo em causa.

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Regra de Hund No preenchimento das orbitais com igual energia (degeneradas) distribui-se em primeiro lugar um eletrĂŁo por cada orbital, de modo a ficarem com o mesmo spin, e sĂł depois se completa o preenchimento das orbitais, com eletrĂľes de spins opostos.

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Através da configuração eletrónica é possível saber o número de eletrões de valência (eletrões do último nível de energia).

Cerne

Nível de valência

Conjunto do núcleo e de todos os eletrões interiores, isto é, os que não são de valência.

Eletrões do nível de energia mais exterior. São os mais importantes, por exemplo na formação de iões.

5B

– 1s2 2s2 2p1

3 eletrões de valência Ano letivo 2016/2017 | Prof. Isabel Reis

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