Números Quânticos P1

Número Quântico Principal

É um número inteiro positivo, representado por n. Indica o tamanho e energia da orbital e do electrão. Podemos saber que quanto maior for o número quântico principal, maior é o tamanho e energia da orbital.

Ex: Sabendo que Oxigénio tem número atómico de 8, fazemos a distribuição electrónica (2-6). Temos dois números e o 2 corresponde a n=1 e 6 corresponde a n=2. Concluímos que no nível 1 (n=1) possui 2 electrões e que os outros 6 estão no nível 2 (n=2).

Número Quântico Secundário/ Número Quântico Azimutal

Número que indica os sub-níveis e o formato da orbital. É representado por l e o seu valor vai de 0 a n-1.

Se l=0, a forma da orbital é esférica;

Se l=1, a forma da orbital é igual à forma de um haltere (forma lobular);

Se l=2, a forma da orbital é igual a dois alteres perpendiculares.

Ex: Voltando ao exemplo do oxigénio, sabemos que possui dois níveis. Vamos para o 1º nível:

-sabemos que é n=1, então como os valores de l são de 0 a n-1 temos apenas l=0 (1-1=0), a orbital tem uma forma esférica. Depois com o 2º nível já é diferente:

-sabemos que é n=2, portanto fazemos as contas (2-1=1). Quando n=2, pode-se tomar o valor de l=0 e de l=1. Conclui-se que no 2º nível a orbital pode ser esférica ou pode ter a forma de um haltere (forma lobular).

Níveis de Energia e Números Quânticos

Os electrões não têm órbitas fixas em volta do núcleo, como estava descrito no modelo de Bohr e é errado dar uma trajectória a um electrão e por isso devemos falar de probabilidade da localização do electrão.

Vamos substituir o conceito de órbita por conceito de orbital, que descreve o comportamento do electrão no átomo. Está associada, a cada orbital, uma determinada energia e uma determinada distribuição espacial do electrão. Hoje em dia, um dos modelos mais aceitáveis é o modelo da nuvem electrónica pois diz qual o local onde há maior probabilidade de encontrar electrões.

(Quanto mais perto do núcleo, mais probabilidade há de encontrar electrões)

Átomo de Hidrogénio e Estrutura Atómica

O Hidrogénio é o elemento da tabela periódica mais simples de estudar pois tem apenas um protão e um electrão. O que se vai estudar aqui é o espectro de emissão do átomo de hidrogénio.

O espectro de emissão de Hidrogénio é um espectro descontínuo, onde normalmente se nota uma risca vermelha, outra azul, uma anil e uma violeta por ordem crescente de radiação emitida.

Para o electrão existem vários estados fixos (estados estacionários) com certo níveis de energia. Entre os níveis existem intervalos de energia. O electrão nunca poderá ter valores de energia que se situem nesses intervalos, querendo dizer que a energia está quantizada.

Niels Bohr, criou um modelo que era constituído por um núcleo e órbitas bem definidas do electrão. Hoje em dia o modelo para a representação atómica não é aceite, mas tem uma verdade que são os níveis de energia. Então usamos o modelo de Bohr para representar os níveis de energia do átomo, neste caso, o átomo de Hidrogénio.

Podemos reparar que o electrão do Hidrogénio sofreu uma emissão pois quando o electrão desce de nível (desexcita) e quando sobe de nível absorve energia (excita).

Existem várias séries, mas as principais são as séries de Lyman (UV); série de Balmer (visível) e a série de Pascher (IV).

• Série de Pascher (IV) - quando o electrão desexcita até ao n=3, fazendo com que o elemento emita radiação infravermelha. Esta série não é a única série infravermelha pois é a partir deste nível e sobe para cima. + que n=3.
• Série de Balmer (visível) - quando o electrão desexcita até ao n=2, (1º estado excitado), fazendo com que o electrão emita luz visível.
• Série de Lyman (UV) - série de quando o electrão desexcita até ao estado fundamental (n=1), libertando radiação ultravioleta.

Vamos à parte das fórmulas. Para saber qual o valor energético de um determinado nível de energia temos de usar esta fórmula:

Energia de um determinado nível = -2,179*10^-18/n²

^{Usa-se o valor} -2,179*10^{-18 pois é o valor do estado fundamental do átomo de Hidrogénio.}

^{Para saber qual o valor de energia entre determinados níveis usamos a expressão}

Energia entre dois níveis = Energia do nível final - Energia do nível inicial

Descobrimos que energia é que o electrão ganha ou parte quando passa por esse intervalo.

Nota: Para transitar de um nível para o outro, um átomo tem de absorver uma determinada quantidade de energia, que é igual à que o átomo emite quando regressa do nível excitado ao nível de partida.

Efeito Fotoeléctrico

Existem elementos que têm tendência a perder electrões, como por exemplo a família dos metais alcalinos (Na+) e a família dos metais alcalino-terrosos (Ca++). Quando incidimos radiação sobre uns desses metais eles podem ou não libertar electrões.

Para que eles libertem electrões temos de dar uma energia superior ou igual à energia necessária para arrancar um electrão. Normalmente quando fazemos incidir radiação infravermelha sobre uma placa metálica não existe libertação de electrões. Mas quando fazemos incidir radiação ultravioleta é mais provável haver libertação de electrões. Chama-mos a isto Efeito Fotoeléctrico e para isso temos uma formula:

E_incidente=E_{remoção do electrão}+E_cinética

Faz-se incidir uma radiação superior à energia necessária para remover um electrão. Quando o electrão é libertado, liberta uma energia e quando maior a energia incidente for da energia de remoção do electrão, maior a energia cinética. Para calcular a energia cinética do electrão temos outro método.

E _cinética = (massa * velocidade ao quadrado)/2

Através desta equação podemos determinar a velocidade ou a massa do electrão, quando este é disparado com uma determinada energia cinética. Ou até determinar a energia cinética tendo como dados a velocidade e a massa do electrão.

Tipos de Espectros

Os espectros podem ser variados dependendo da absorção ou emissão de radiação

Espectro Contínuo - o espectro que mostra uma gama variada e ininterrupta de cores

Existem situações em que os espectros surgem desta forma:

• Lâmpadas de incandescência (lâmpada vulgar)
• Lâmpada de Halogéneo (radiação visível; radiação ultravioleta)
• Metais ao Rubro

Espectro Descontínuo/ Espectro de Riscas - espectros que não apresentam contínuo de radiação, mas sim riscas.

Existem situações em que os espectros são descontínuos:

• Lâmpadas fluorescentes
• Lâmpadas de vapor de sódio
• Néons dos reclames luminosos
• Ensaios de chama

Espectro de Absorção - espectro da absorção de energia de um elemento. Podem ser espectros de bandas ou de riscas

Espectro de bandas - Parece ser um espectro contínuo, mas não mostra a(s) core(s) que o material não absorve, mostra apenas as que ele absorve.

Espectro de riscas - um espectro com todas as cores e possui riscas negras que dizem qual a cor que é absorvida pelo(s) elemento(s). Normalmente este tipo de espectro é usado nas estrelas para dizer quais os elementos presentes nela pois as riscas são a impressão digital de um certo elemento.

Espectro de Emissão - espectro da emissão de energia de um elemento, quando há desexcitação de electrões do elemento.

Espectro de emissão contínuo - podemos obter um espectro com todas as cores emitidas.

Espectro de emissão de riscas - um espectro com fundo negro e que possui riscas coloridas que dizem qual o tipo de radiação dada pela desexcitação do elemento do átomo.

Radiação, Energia e espectros - O espectro Electromagnético

A luz pode ser decomposta em vários tipos de Radiação

O ser humano apenas consegue ver um tipo

de radiação da luz. (luz visível). Existem luzes mais energéticas (ultravioleta, Raios X; Raios Gama) que a visível ou menos energéticas (Infravermelho; Ondas de Microondas; ...)

Toda esta luz é constituída por pequenas partículas, chamadas fotões.

Existe uma formula que é a formula da energia de radiação, ou seja, a energia total:

Energia de Radiação= Nº de fotões * energia de cada fotão