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BIK0102: ESTRUTURA DA MATÉRIA
Crédito: Sprace
ProfessorHugo Barbosa Suffredini
Site:www.suffredini.com.br
MODELOS ATÔMICOS
Uma onda é uma perturbação que se transmite de um ponto a outro em um meio ou no vácuo. Em geral, há transporte de energia.
A transmissão de sinal entre dois pontos distantes pode ocorrer sem que haja necessariamente transporte direto de matéria entre esses pontos.
Ondas (uma breve revisão...)
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Luz
Ondas oceânicas de superfície
Som
Exemplos de Ondas
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Tipos de Ondas
➢ Ondas mecânicas (ex.: som, ondas do mar, ondas sísmicas):
• propagam-se em um meio material
• comportamento governado pela mecânica newtoniana
➢ Ondas eletromagnéticas (ex.: luz, raios-X, radar):
• não necessitam de um meio material para se propagar, ou seja, podem se propagar no vácuo também (velocidade das ondaseletromagnéticas no vácuo = 299 792 458 m/s).
• comportamento governado pelas leis de Maxwell
➢ Ondas de matéria
• ondas associadas a partículas como elétrons, prótons, etc.
• comportamento governado pela mecânica quântica 4
Amplitude, Comprimento de Onda e Frequência
T=v
f = frequênciaT = períodov = velocidade= comprimento de ondaA = amplitude
T=f
1
f=v 5
Ondas Harmônicas
ft
xAtxy 2sin),(
6
A velocidade dessa onda é a da luz. Portanto a luz é
uma onda eletromagnética.
c=2,9979× 108m/s
Ondas eletromagnéticas
Ondas eletromagnéticas são produzidas pela aceleração de cargas.
As oscilações dos campos magnéticos e elétricos são
perpendiculares entre si e podem ser entendidas como a
propagação de uma onda transversal.
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Os diferentes tipos e cores são devidos às diferentes frequências
ou comprimentos de onda eletromagnética.
Espectro da Luz Visível
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Ondas eletromagnéticas
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Reflexão
10
Reflexão
Inversão do sentido de propagação da onda na interface entre dois meios diferentes.
Se a corda estiver fixa a um ponto da parede, a amplitude da onda também é invertida.
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Refração
Mudança na direção de propagação da onda devido à mudança de sua velocidade. A velocidade de uma onda
depende do meio em que ela se propaga.
onda incidente
onda refratada
onda refletida
ÁGUA
AR
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Refração
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Interferência
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Difração - Fenda Simples
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Difração - Fenda Dupla
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Experimento de Rutherford
tela fluorescente
fonte de partículas (caixa de chumbo com
material radioativo)
fina folha de ouro(~10-7 m de espessura)
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Experimento de Rutherford
O resultado esperado era que as partículas atravessassem a folha de ouro sofrendo apenas um pequeno desvio. As razões para isso eram:
1) as partículas eram emitidas com energia cinética grande o suficientepara atravessar a folha de ouro;
2) de acordo com o modelo de Thomson, as cargas elétricas no átomoestavam distribuídas homogeneamente.
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Experimento de Rutherford
Ao invés disso, Rutherford observou que:
1) a maioria das partículas atravesssava a folha de ouro sem sofrerabsolutamente nenhum desvio;
2) algumas partículas atravessavam a folha mas sofriam desvios, alguns deles grandes;
3) algumas partículas eram refletidas, ou seja, não conseguiamatravessar a folha de ouro.
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Rutherford concluiu que deflecções tão grandes da trajetória das partículas
não poderiam ser observadas caso os átomos
tivessem a estrutura proposta por Thomson. Para que explicar os resultados experimentais, ele propôs um modelo planetário do
átomo.
Experimento de Rutherford
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No modelo de Rutherford o átomo é composto de um núcleo muito pequeno carregado positivamente que contém
quase toda a massa do átomo, orbitado pelos elétrons de carga negativa. A eletrosfera é muito maior que o núcleo
e corresponde a quase todo o volume do átomo.
Modelo Atômico de Rutherford
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Evolução dos Modelos Atômicos
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Fatos que a Física Clássica não podia explicar
– A estrutura do átomo (por que o elétron não “cai” no núcleo?)
– Observação de linhas nos espectros atômicos
– Espectro do corpo negro
– Efeito fotoelétrico
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Falha no Modelo Atômico de Rutherford
Se os elétrons se movem em órbita, então possuem aceleraçãocentrípeta. De acordo com a teoria eletromagnética clássica,todos os corpos carregados e acelerados irradiam energia naforma de radiação eletromagnética. Portanto, o elétron deveriatambém nesta situação “cair” no núcleo.
Os elétrons não podem ser corpos estacionários, caso contráriocairiam no núcleo devido à atração coulombiana.
Fatos que a Física Clássica não podia explicar
– A estrutura do átomo (por que o elétron não “cai” no núcleo?)
– Observação de linhas nos espectros atômicos
– Espectro do corpo negro
– Efeito fotoelétrico
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Em 1665, Isaac Newton demonstrou que, ao passar por um prisma,a luz branca (p. ex. luz do Sol) se decompõe em diferentes cores,formando um espectro como o arco-íris.
Espectro da Luz Branca
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Espectro Atômico
A luz que é emitida por átomos que compõe uma substância temum padrão de linhas de frequências bem específico ecaracterístico de cada átomo, conhecido como espectro atômico.
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Espectros de emissão e absorção
espectro contínuo (luz branca)
emissão (espectro descontínuo)
absorção (espectro descontínuo)
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Radiação emitida pela matéria em fase gasosa:http://student.fizika.org/~nnctc/spectra.htm
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Espectro Atômico do Hidrogênio
Série de Balmer
Espectro de emissão do H na região da radiação visível.
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Séries de Lyman (1906) e Paschen (1908)
- Entretanto, existem outras linhas no espectro do átomo dehidrogênio em outras regiões (Ultravioleta e Infravermelho)
- Outras séries descobertas: Séries de Bracket (1922), Pfund (1924)e Humphreys (>1924). 34
Modelo Atômico de Bohr
Átomos possuíam regiões (órbitas) específicas disponíveis paraacomodar os seus elétrons - as chamadas camadas eletrônicas. 35
➢ Elétrons se movem em órbitas circulares em torno do núcleo.
➢ Apenas algumas órbitas eletrônicas são permitidas para oelétron, e ele não emite energia ao percorrê-las.
➢ A energia total de um elétron não pode apresentar qualquervalor, mas sim apenas valores quantizados.
➢ Ao saltar de uma órbita para outra o elétron emite ou absorveuma quantidade definida de energia, definida como quantum deenergia (E=h)
Postulados de Bohr
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Nome
Lyman
Balmer
Paschen
Bracket
Pfund
Humphreys
n2
n = 2,3,4,…
n = 3,4,5,…
n = 4,5,6,…
n = 5,6,7,…
n = 6,7,8,…
n = 7,8,9,…
n1
1
2
3
4
5
6
Região do espectro eletromagnético
Ultravioleta
Visível
Infravermelho
Infravermelho
Infravermelho
Infravermelho
Johannes Rydberg (1888)
2
2
2
1
H
111
nnR
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Transições Eletrônicas no Átomo de Hidrogênio
A partir a equação para os níveis de energia, constrói-se umdiagrama de energias para o átomo de hidrogênio.
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Surgimento da Física Quântica
A energia de um sistema não é uma variável contínua. Aenergia somente pode assumir alguns valores específicos, ouseja, ela é quantizada.
CONTÍNUO DISCRETO
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Dualidade Partícula-Onda
Louis de Broglie
O elétron pode se comportar tanto como partícula quanto como onda.
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A Equação de de Broglie e o Modelo Atômico de Bohr
Se o elétron se comporta como uma onda, o comprimento deonda deve se ajustar exatamente à circunferência da órbita.Caso contrário, a própria onda se cancelaria parcialmente emcada órbita sucessiva (no final, a amplitude da onda seriareduzida a zero e a onda deixaria de existir).
...2 nr
n, número inteiro (1,2,3,…)
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➢ Sucesso na descrição das linhas espectroscópicas doátomo de hidrogênio.
➢ Raio da órbita do hidrogênio 0,53 Ǻ, concorda com o valorprevisto para o diâmetro da molécula de hidrogênio 2,2 Ǻ.
Sucessos do Modelo Atômico de Bohr
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▪ Não conseguia explicar as intensidades relativas daslinhas espectrais.
▪ Não conseguia explicar as linhas espectrais de átomosmais complexos.
Dificuldades começaram a ser superadas na década de 20 do século passado com de Broglie, Schroedinger, Heisenberg,
Pauli, Dirac e vários outros cientistas.
Falhas do Modelo Atômico de Bohr
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