joana d’arc gomes fernandes
TRANSCRIPT
Ótom Anselmo de Oliveira
Joana D’Arc Gomes Fernandes
Arquitetura Atômica e MolecularD I S C I P L I N A
Quantização de energia eo modelo de Bohr
Autores
aula
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o modelo de Bohr
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o modelo de Bohr
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o modelo de Bohr
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o modelo de Bohr
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o modelo de Bohr
Oliveira, Ótom Anselmo de Arquitetura atômica e molecular / Ótom Anselmo de Oliveira, Joana D’arc Gomes Fernandes – Natal (RN) : EDUFRN – Editora da UFRN, 2006. 280 p.
ISBN 85-7273-278-0
1. Ligações químicas. 2. Modelos atômicos. 3. Tabela periódica. I. Fernandes, Joana D”arc Gomes. II. Título. CDU 541 RN/UFR/BCZM 2006/18 CDD 541.5
Governo Federal
Presidente da RepúblicaLuiz Inácio Lula da Silva
Ministro da EducaçãoFernando Haddad
Secretário de Educação a Distância – SEEDRonaldo Motta
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ReitorJosé Ivonildo do Rêgo
Vice-ReitorNilsen Carvalho Fernandes de Oliveira Filho
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Secretaria de Educação a Distância- SEDIS
Coordenadora da Produção dos MateriaisCélia Maria de Araújo
Coordenador de EdiçãoAry Sergio Braga Olinisky
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Revisoras de Língua PortuguesaJanaina Tomaz Capistrano
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Editoração de ImagensAdauto HarleyCarolina Costa
DiagramadoresMariana Araújo Brito
Adaptação para Módulo MatemáticoThaisa Maria Simplício Lemos
Imagens UtilizadasBanco de Imagens Sedis (Secretaria de Educação a Distância) - UFRN
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expressa da UFRN - Universidade Federal do Rio Grande do Norte.
Divisão de Serviços Técnicos
Catalogação da publicação na Fonte. UFRN/Biblioteca Central “Zila Mamede”
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____ Secretaria de Educação a Distância- SEDIS
Revisores de Estrutura e LinguagemEugenio Tavares Borges
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REVISÃOBanco de Imagens Sedis
Aula 02 Arquitetura Atômica e Molecular 1
Apresentaçãopós meados do século XIX, o desenvolvimento do modelo atômico passou a se fundamentar mais em estudos sobre a luz emitida ou absorvida pelos materiais. Esses estudos mostraram que as emissões luminosas do sol, de lâmpadas, dos
fogos de artifício ou da chama dos fogões, entre outros exemplo, devem-se a transições eletrônicas nos átomos.
Um fato facilmente observável é que as cores das luzes variam de acordo com a natureza do material emissor. Assim, lítio, sódio e bário, quando aquecidos, emitem, respectivamente, luz vermelha, amarela e verde. Hoje, sabemos por que isso acontece, mas durante muito tempo foi um enigma que começou a ser decifrado com estudos sobre a luz emitida na queima do hidrogênio. São os fundamentos e os resultados desses estudos que discutiremos nesta aula, descrevendo a natureza ondulatória da luz, a quantização de energia e o modelo desenvolvido por Bohr, baseado na física clássica e na hipótese quântica de Planck.
A
Objetivos
1compreender a natureza dual da luz e o surgimento da hipótese quântica;
explicar como Bohr formulou seu modelo atômico, empregando a física clássica e a hipótese quântica de Planck.
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Após esta aula, você deverá:
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do material emissor. Assim, lítio, sódio e bário, quando aquecidos, emitem, respectivamente, luz vermelha, amarela e verde. Hoje, sabemos por que isso acontece, mas durante muito tempo foi um enigma que começou a ser decifrado com estudos sobre a luz emitida na queima do hidrogênio. São os fundamentos e os resultados desses estudos que discutiremos nesta aula, descrevendo a natureza ondulatória da luz, a quantização de energia e o modelo desenvolvido por Bohr, baseado na física clássica e na hipótese quântica de Planck.
Após esta aula, você deverá:
nesta aula, descrevendo a natureza ondulatória da luz, a quantização de energia e o modelo desenvolvido por Bohr, baseado na física clássica e na hipótese quântica de Planck.
compreender a natureza dual da luz e o surgimento da hipótese quântica;
explicar como Bohr formulou seu modelo atômico, empregando a física clássica e a hipótese quântica de REV
ISÃOdo material emissor. Assim, lítio, sódio e bário, quando aquecidos, emitem, respectivamente,
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do material emissor. Assim, lítio, sódio e bário, quando aquecidos, emitem, respectivamente, luz vermelha, amarela e verde. Hoje, sabemos por que isso acontece, mas durante muito
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luz vermelha, amarela e verde. Hoje, sabemos por que isso acontece, mas durante muito tempo foi um enigma que começou a ser decifrado com estudos sobre a luz emitida na
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tempo foi um enigma que começou a ser decifrado com estudos sobre a luz emitida na queima do hidrogênio. São os fundamentos e os resultados desses estudos que discutiremos
REVISÃOqueima do hidrogênio. São os fundamentos e os resultados desses estudos que discutiremos
nesta aula, descrevendo a natureza ondulatória da luz, a quantização de energia e o modelo
REVISÃOnesta aula, descrevendo a natureza ondulatória da luz, a quantização de energia e o modelo
desenvolvido por Bohr, baseado na física clássica e na hipótese quântica de Planck.
REVISÃOdesenvolvido por Bohr, baseado na física clássica e na hipótese quântica de Planck.
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1compreender a natureza dual da luz e o surgimento da
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compreender a natureza dual da luz e o surgimento da hipótese quântica;
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hipótese quântica;
explicar como Bohr formulou seu modelo atômico, REVISÃO
explicar como Bohr formulou seu modelo atômico, REVISÃO
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Após esta aula, você deverá:
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Após esta aula, você deverá:
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do material emissor. Assim, lítio, sódio e bário, quando aquecidos, emitem, respectivamente,
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do material emissor. Assim, lítio, sódio e bário, quando aquecidos, emitem, respectivamente, luz vermelha, amarela e verde. Hoje, sabemos por que isso acontece, mas durante muito
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luz vermelha, amarela e verde. Hoje, sabemos por que isso acontece, mas durante muito tempo foi um enigma que começou a ser decifrado com estudos sobre a luz emitida na
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tempo foi um enigma que começou a ser decifrado com estudos sobre a luz emitida na queima do hidrogênio. São os fundamentos e os resultados desses estudos que discutiremos
REVISÃOqueima do hidrogênio. São os fundamentos e os resultados desses estudos que discutiremos
nesta aula, descrevendo a natureza ondulatória da luz, a quantização de energia e o modelo
REVISÃOnesta aula, descrevendo a natureza ondulatória da luz, a quantização de energia e o modelo
desenvolvido por Bohr, baseado na física clássica e na hipótese quântica de Planck.
REVISÃOdesenvolvido por Bohr, baseado na física clássica e na hipótese quântica de Planck.
Após esta aula, você deverá:
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Após esta aula, você deverá:
Aula 02 Arquitetura Atômica e Molecular2
A natureza ondulatória da luzodemos observar a formação de uma onda quando jogamos uma pedra na água de um açude. O choque da pedra com a água gera uma onda na superfície que se propaga, afastando-se do ponto da queda da pedra (veja Figura 1). Se no caminho
da onda estiver um fl utuador (barco), observa-se um movimento periódico para cima e para baixo, como é mostrado na Figura 2, provocado pela sucessão de cristas e vales que se repete em intervalos de tempo regulares.
P
t(s)
Figura 1 – Ondas formadas na superfície da água quando se joga uma pedra
Figura 2 – Movimento periódico de um fl utuador provocado pela sucessão de cristas e vales. O número de
oscilações por segundo é a freqüência do fl utuador.
O número de vezes que o fl utuador oscila para cima e para baixo pela passagem de uma onda completa (oscilação ou ciclo) por unidade de tempo é a freqüência da onda, representada pela letra grega ν (ni). Por exemplo, se pelo fl utuador passam 10 ondas completas em um segundo, a freqüência da onda é 10 ciclos por segundo, que é igual a 10 hertz (Hz). Em
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Ondas formadas na superfície da água quando se joga uma pedra
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Figura 1 –
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Figura 1 – Ondas formadas na superfície da água quando se joga uma pedra
REVISÃO
Ondas formadas na superfície da água quando se joga uma pedra
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Aula 02 Arquitetura Atômica e Molecular 3
10 cm
Figura 3 – (a) Dois ciclos completos ou duas oscilações com o comprimento de onda λ e amplitude A percorrem
10 cm. (b) A onda tem o dobro de cristas e vales da onda em (a) e a mesma amplitude. A freqüência
da onda ν em (b) é o dobro da freqüência ν em (a). Em (c), a onda tem a mesma freqüência de (b),
porém, a amplitude é menor.
Até agora descrevemos as características de uma onda simples. Da mesmamaneira que o flutuador na superfície do açude oscila quando uma onda passa porele, uma partícula carregada eletricamente é perturbada por uma radiação eletromagnética.A luz tem características ondulatórias que provêm das oscilações dos campos elétricos emagnéticos perpendiculares entre si, que se propaga no vácuo com velocidade constante c,de 3,00 × 108 m s−1. A luz visível, as ondas de rádio, os raios X, microondas, radiação gamasão todas radiações eletromagnéticas que diferem entre si pela ν e λ. E, quando organizadasna seqüência de comprimentos de ondas, constituem um espectro eletromagnético, veja aFigura 4 a seguir.
geral, a palavra ciclo é suprimida das unidades de freqüência, que são dadas apenas como “por segundo” que é o inverso do segundo (1/s ou s-1), fi cando subentendido que estão envolvidos ciclos ou oscilações (1 s-1 = 1 Hz).
A distância entre duas cristas consecutivas ou dois vales é denominado comprimento de onda, representado pela letra grega λ (lambda), que é expresso em unidade de comprimento, por exemplo, o metro (veja a Tabela 1). A altura da onda acima da linha central é a amplitude da onda, representada por A, conforme ilustra a Figura 3.
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10 cm
(a) Dois ciclos completos ou duas oscilações com o comprimento de onda
10 cm. (b) A onda tem o dobro de cristas e vales da onda em (a) e a mesma amplitude. A freqüência
em (b) é o dobro da freqüência REV
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10 cm
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(a) Dois ciclos completos ou duas oscilações com o comprimento de onda REVISÃO
(a) Dois ciclos completos ou duas oscilações com o comprimento de onda
10 cm. (b) A onda tem o dobro de cristas e vales da onda em (a) e a mesma amplitude. A freqüência REVISÃO
10 cm. (b) A onda tem o dobro de cristas e vales da onda em (a) e a mesma amplitude. A freqüência REVISÃO
REVISÃO
REVISÃO
REVISÃO
REVISÃO
REVISÃO
REVISÃO
REVISÃO
Aula 02 Arquitetura Atômica e Molecular4
Figura 4 – Espectro eletromagnético e a denominação de suas regiões com os seus respectivos comprimentos de
onda e freqüências. Todas as radiações se deslocam com velocidade constante, c, velocidade da luz.
Provavelmente, você já viu um arco-íris num dia chuvoso. A gama de cores do vermelho ao violeta que compõe o arco-íris é um espectro da luz visível. Ele é formado pela decomposição da luz branca quando passa por gotículas de água que funcionam como um prisma.
Tabela 1 – Unidades mais usadas de comprimento de onda
Unidade Símbolo Comprimento (m)
Metro m 1
Centímetro cm 10-2
Milímetro mm 10-3
Micrômetro µm 10-6
Nanômetro nm 10-9
Angström Å 10-10
Picômetro pm 10-12
As radiações eletromagnéticas apresentam diferentes comprimentos de onda efreqüência, mas todas se propagam no vácuo com a mesma velocidade, ou seja, a umavelocidade constante, c. O produto da freqüência, ν, pelo comprimento de onda, λ, é sempreigual à velocidade c, na qual a onda de luz se propaga, podendo ser expressa pela equaçãoc = λν.
Sendo m a unidade de λ e1sde ν, a unidade de velocidade é
c = m× 1s=
ms= m s−1.
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Espectro eletromagnético e a denominação de suas regiões com os seus respectivos comprimentos de
onda e freqüências. Todas as radiações se deslocam com velocidade constante,
Provavelmente, você já viu um arco-íris num dia chuvoso. A gama de cores do vermelho ao violeta que compõe o arco-íris é um espectro da luz visível. Ele é formado pela decomposição da luz branca quando passa por gotículas de água que funcionam como um
As radiações eletromagnéticas apresentam diferentes comprimentos de onda efreqüência, mas todas se propagam no vácuo com a mesma velocidade, ou seja, a uma
Espectro eletromagnético e a denominação de suas regiões com os seus respectivos comprimentos de
onda e freqüências. Todas as radiações se deslocam com velocidade constante,
Provavelmente, você já viu um arco-íris num dia chuvoso. A gama de cores do vermelho ao violeta que compõe o arco-íris é um espectro da luz visível. Ele é formado pela decomposição da luz branca quando passa por gotículas de água que funcionam como um
As radiações eletromagnéticas apresentam diferentes comprimentos de onda efreqüência, mas todas se propagam no vácuo com a mesma velocidade, ou seja, a uma
. O produto da freqüência,, na qual a onda de luz se propaga, podendo ser expressa pela equação
Sendo m a unidade deREVISÃO Espectro eletromagnético e a denominação de suas regiões com os seus respectivos comprimentos de
REVISÃO Espectro eletromagnético e a denominação de suas regiões com os seus respectivos comprimentos de
onda e freqüências. Todas as radiações se deslocam com velocidade constante,
REVISÃOonda e freqüências. Todas as radiações se deslocam com velocidade constante,
Provavelmente, você já viu um arco-íris num dia chuvoso. A gama de cores do
REVISÃO
Provavelmente, você já viu um arco-íris num dia chuvoso. A gama de cores do vermelho ao violeta que compõe o arco-íris é um espectro da luz visível. Ele é formado pela
REVISÃO
vermelho ao violeta que compõe o arco-íris é um espectro da luz visível. Ele é formado pela decomposição da luz branca quando passa por gotículas de água que funcionam como um
REVISÃO
decomposição da luz branca quando passa por gotículas de água que funcionam como um
REVISÃO
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As radiações eletromagnéticas apresentam diferentes comprimentos de onda e
REVISÃO
As radiações eletromagnéticas apresentam diferentes comprimentos de onda efreqüência, mas todas se propagam no vácuo com a mesma velocidade, ou seja, a uma
REVISÃO
freqüência, mas todas se propagam no vácuo com a mesma velocidade, ou seja, a umavelocidade constante,
REVISÃO
velocidade constante, c
REVISÃO
c. O produto da freqüência,
REVISÃO
. O produto da freqüência,igual à velocidadeREV
ISÃO
igual à velocidade cREVISÃO
c, na qual a onda de luz se propaga, podendo ser expressa pela equaçãoREVISÃO
, na qual a onda de luz se propaga, podendo ser expressa pela equaçãoλν REV
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λν. REVISÃO
.
Sendo m a unidade deREVISÃO
Sendo m a unidade deREVISÃO Espectro eletromagnético e a denominação de suas regiões com os seus respectivos comprimentos de
REVISÃO Espectro eletromagnético e a denominação de suas regiões com os seus respectivos comprimentos de
onda e freqüências. Todas as radiações se deslocam com velocidade constante,
REVISÃOonda e freqüências. Todas as radiações se deslocam com velocidade constante,
Provavelmente, você já viu um arco-íris num dia chuvoso. A gama de cores do
REVISÃO
Provavelmente, você já viu um arco-íris num dia chuvoso. A gama de cores do vermelho ao violeta que compõe o arco-íris é um espectro da luz visível. Ele é formado pela
REVISÃO
vermelho ao violeta que compõe o arco-íris é um espectro da luz visível. Ele é formado pela decomposição da luz branca quando passa por gotículas de água que funcionam como um
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decomposição da luz branca quando passa por gotículas de água que funcionam como um
REVISÃO
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As radiações eletromagnéticas apresentam diferentes comprimentos de onda e
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As radiações eletromagnéticas apresentam diferentes comprimentos de onda efreqüência, mas todas se propagam no vácuo com a mesma velocidade, ou seja, a uma
REVISÃO
freqüência, mas todas se propagam no vácuo com a mesma velocidade, ou seja, a uma
Aula 02 Arquitetura Atômica e Molecular 5
Exemplo 1Uma radiação eletromagnética se desloca à velocidade da luz, 3 x 108 m s-1, com uma
freqüência de 4,32 x 1014 oscilações por segundo.
a) Calcule o comprimento de onda da radiação em nm?
b) Quantas ondas há em um centímetro?
c) Localize no espectro eletromagnético (Figura 4) a radiação cujo comprimento de onda você calculou no item (a).
Resolvendo o exemplo 1
São dados no exercício: c = 3× 108 m s−1 e ν = 4, 32× 1014 s−1
a) Para calcular o comprimento de onda, λ, da radiação, aplicamos a equação:
c = νλ
c = νλ⇒ λ =c
ν⇒ λ =
3, 00× 108 m s−1
4, 32× 1014 s−1
λ = 6, 94× 10−7 m
Consultando a Tabela 1, vamos efetuar a conversão de metros (m) para nanômetro (nm).
λ =6, 94× 10−7 m× 1 nm
10−9 mλ = 694 nm.
b) Para calcular o número de ondas em 1 cm, devemos efetuar a conversão de nm para cm.Efetuando a conversão de nm para cm, teremos:
λ =1× 10−7 cm× 694 nm
1 nmλ = 6, 94× 10−5 cm
Calculando λ em cm, podemos determinar o número de ondas em 1 cm, fazendo aseguinte regra de três:
6, 94× 10−5 cm 1 onda1 cm número de ondas (ν)
ν =1 cm× 1 onda
6, 94× 10−5 cm
ν = 14409 ondas cm−1
c) A radiação cujo λ é 694 nm encontra-se na região do vermelho.
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ν = 4
, da radiação, aplicamos a equação:
=c
Consultando a Tabela 1, vamos efetuar a conversão de metros (m) para nanômetro (nm).Consultando a Tabela 1, vamos efetuar a conversão de metros (m) para nanômetro (nm).
× 1m
= 694
b) Para calcular o número de ondas em 1 cm, devemos efetuar a conversão de nm para cm.Efetuando a conversão de nm para cm, teremos:REV
ISÃO= 4
REVISÃO= 4,
REVISÃO, 32
REVISÃO32×
REVISÃO× 10
REVISÃO1014
REVISÃO14 s
REVISÃOs−
REVISÃO−1
REVISÃO1, da radiação, aplicamos a equação:
REVISÃO, da radiação, aplicamos a equação:
=
REVISÃO= νλ
REVISÃOνλ
REVISÃO
ν
REVISÃO
ν⇒
REVISÃO
⇒ λ
REVISÃO
λ =
REVISÃO
=3
REVISÃO
3,
REVISÃO, 00
REVISÃO00×
REVISÃO× 10
REVISÃO
108
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8 m s
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m s−
REVISÃO
−1
REVISÃO
1
REVISÃO
4
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4,
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REVISÃO32×
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× 10
REVISÃO
1014
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14 s
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s−
REVISÃO
−1
REVISÃO
1
λ
REVISÃO
λ = 6
REVISÃO
= 6,
REVISÃO
, 94
REVISÃO
94×
REVISÃO
× 10
REVISÃO
10−
REVISÃO−7
REVISÃO7 m
REVISÃOm
Consultando a Tabela 1, vamos efetuar a conversão de metros (m) para nanômetro (nm).
REVISÃO
Consultando a Tabela 1, vamos efetuar a conversão de metros (m) para nanômetro (nm).
λ
REVISÃO
λ =
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=6
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6,
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, 94
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× 10
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−7
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7 m
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m
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10λ
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λ = 694
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= 694
b) Para calcular o número de ondas em 1 cm, devemos efetuar a conversão de nm para cm.REVISÃO
b) Para calcular o número de ondas em 1 cm, devemos efetuar a conversão de nm para cm.Efetuando a conversão de nm para cm, teremos:REV
ISÃO
Efetuando a conversão de nm para cm, teremos:REVISÃOν
REVISÃOν = 4
REVISÃO= 4
, da radiação, aplicamos a equação:
REVISÃO, da radiação, aplicamos a equação:
=
REVISÃO=
c
REVISÃO
c
REVISÃO
Consultando a Tabela 1, vamos efetuar a conversão de metros (m) para nanômetro (nm).
REVISÃO
Consultando a Tabela 1, vamos efetuar a conversão de metros (m) para nanômetro (nm).
Aula 02 Arquitetura Atômica e Molecular6
Atividade 1
Observe o espectro eletromagnético mostrado na Figura 4 e relacione o tipo de radiação com faixas dos respectivos comprimentos de onda. Descreva como evoluem as cores no espectro visível de acordo com o comprimento de onda.
A quantização de energiao fi nal do século XIX, muitos cientistas estudavam o fenômeno da emissão de radiação por um corpo aquecido, tentando entender a relação entre a temperatura, a intensidade e o comprimento de onda da radiação emitida por esse corpo. Como
as leis da física clássica conhecida na época não proporcionavam explicações adequadas para tais observações, Planck, em 1900, tentando explicar essas emissões, formulou uma hipótese ousada para a época, admitido que a transmissão de energia entre os corpos ocorre através da troca de pacotes ou quanta de energia entre eles e que as radiações se constituíam de quanta (plural de quantum) de energia. Portanto, a energia é transferida de maneira descontínua, ou seja, quantizada.
N
Exemplo 2
1. Calcule a menor quantidade de energia radiante que um corpo pode emitir:
(a) de luz azul cujo comprimento de onda é 470 nm;
(b) de luz vermelha cujo comprimento de onda é 700 nm.
2. Localize essas radiações no espectro eletromagnético mostrado na Figura 4. Qual das duas radiações tem maior energia?
Planck
Max Karl Ernst
Ludwig Planck (1858-
1947), físico alemão,
criou o conceito de
quantização de energia
em 1900. Por esse
trabalho recebeu
em 1918 o Prêmio
Nobel de Física. Em
reconhecimento por
sua contribuição à
ciência no ano de
1958, sua imagem foi
estampada na moeda
alemã de 2 marcos.
Quantum
O quantum é a menor quantidade de energia
que pode ser absorvida ou emitida como radiação
eletromagnética por um corpo.
Font
e: h
ttp://
phst
udy.
tech
nion
.ac.
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De acordo com Planck, a energia E de um quantum é dada pelo produto de uma cons-tante h, conhecida como constante de Planck, cujo valor é 6, 63× 10−34J s, pela freqüênciada radiação, ν.
E = hν
Como a energia é quantizada, só são permitidos valores de energia que sejam múltiplosinteiros de hν. Por exemplo, 1hν, 2hν, 3hν, 4hν, . . .
E = nhν n = 1, 2, 3, 4 . . .
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A quantização de energiao fi nal do século XIX, muitos cientistas estudavam o fenômeno da emissão de radiação por um corpo aquecido, tentando entender a relação entre a temperatura, a intensidade e o comprimento de onda da radiação emitida por esse corpo. Como
as leis da física clássica conhecida na época não proporcionavam explicações adequadas para tais observações, hipótese ousada para a época, admitido que a transmissão de energia entre os corpos ocorre através da troca de pacotes ou
A quantização de energiao fi nal do século XIX, muitos cientistas estudavam o fenômeno da emissão de radiação por um corpo aquecido, tentando entender a relação entre a temperatura, a intensidade e o comprimento de onda da radiação emitida por esse corpo. Como
as leis da física clássica conhecida na época não proporcionavam explicações adequadas , em 1900, tentando explicar essas emissões, formulou uma
hipótese ousada para a época, admitido que a transmissão de energia entre os corpos ocorre quanta de energia entre eles e que as radiações se constituíam quanta de energia entre eles e que as radiações se constituíam quanta
quantum) de energia. Portanto, a energia é transferida de maneira quantizada
De acordo com Planck, a energia, conhecida como constante de Planck, cujo valor éREV
ISÃOA quantização de energia
REVISÃOA quantização de energia
o fi nal do século XIX, muitos cientistas estudavam o fenômeno da emissão de
REVISÃO
o fi nal do século XIX, muitos cientistas estudavam o fenômeno da emissão de radiação por um corpo aquecido, tentando entender a relação entre a temperatura,
REVISÃO
radiação por um corpo aquecido, tentando entender a relação entre a temperatura, a intensidade e o comprimento de onda da radiação emitida por esse corpo. Como
REVISÃO
a intensidade e o comprimento de onda da radiação emitida por esse corpo. Como as leis da física clássica conhecida na época não proporcionavam explicações adequadas
REVISÃO
as leis da física clássica conhecida na época não proporcionavam explicações adequadas para tais observações,
REVISÃO
para tais observações, Planck
REVISÃO
Planck, em 1900, tentando explicar essas emissões, formulou uma
REVISÃO
, em 1900, tentando explicar essas emissões, formulou uma hipótese ousada para a época, admitido que a transmissão de energia entre os corpos ocorre
REVISÃO
hipótese ousada para a época, admitido que a transmissão de energia entre os corpos ocorre através da troca de pacotes ou
REVISÃO
através da troca de pacotes ou quanta
REVISÃO
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REVISÃO
de quanta
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quanta (plural de
REVISÃO
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ISÃO
descontínua, ou seja, quantizadaREVISÃO
quantizada
De acordo com Planck, a energiaREVISÃO
De acordo com Planck, a energia, conhecida como constante de Planck, cujo valor éREV
ISÃO
, conhecida como constante de Planck, cujo valor éda radiação,REV
ISÃO
da radiação,REVISÃOA quantização de energia
REVISÃOA quantização de energia
o fi nal do século XIX, muitos cientistas estudavam o fenômeno da emissão de
REVISÃO
o fi nal do século XIX, muitos cientistas estudavam o fenômeno da emissão de radiação por um corpo aquecido, tentando entender a relação entre a temperatura,
REVISÃO
radiação por um corpo aquecido, tentando entender a relação entre a temperatura, a intensidade e o comprimento de onda da radiação emitida por esse corpo. Como
REVISÃO
a intensidade e o comprimento de onda da radiação emitida por esse corpo. Como as leis da física clássica conhecida na época não proporcionavam explicações adequadas
REVISÃO
as leis da física clássica conhecida na época não proporcionavam explicações adequadas para tais observações,
REVISÃO
para tais observações, hipótese ousada para a época, admitido que a transmissão de energia entre os corpos ocorre
REVISÃO
hipótese ousada para a época, admitido que a transmissão de energia entre os corpos ocorre através da troca de pacotes ou
REVISÃO
através da troca de pacotes ou de
REVISÃO
de
Aula 02 Arquitetura Atômica e Molecular 7
Resolvendo o item 2
Observando a Figura 4, verifi camos que as radiações encontram-se na região do visível. Comparando os valores das energias calculadas nos itens 1(a) e 1(b), concluímos que a radiação de menor comprimento de onda, a luz azul, possui maior energia do que a luz vermelha de maior comprimento de onda.
Resolvendo o exemplo 2
A menor quantidade de energia radiante que um corpo pode emitir ou absorver é umquantum de energia, n = 1
E = nhν ⇒ E = nhc
λ
São dados:
n = 1h = 6, 63× 10−34 J sc = 3, 0× 108 m s−1
λazul = 470 nm = 4, 70× 10−7 mλvermelha = 700 nm = 7, 00× 10−7 m
1(a)
Substituindo os valores dados, na equação E = nhc
λteremos:
Eazul = 1× 6, 63× 10−34 J s3, 00× 108 m s−1
4, 70× 10−7 m
Eazul = 4, 23× 10−19 J
1(b)
Evermelha = 1× 6, 63× 10−34 J s3, 00× 108 m s−1
7, 00× 10−7 m
Evermelha = 2, 84× 10−19 J
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Observando a Figura 4, verifi camos que as radiações encontram-se na região do visível. Comparando os valores das energias calculadas nos itens 1(a) e 1(b), concluímos que a radiação de menor comprimento de onda, a luz azul, possui maior energia do que a luz
REVISÃO
Resolvendo o item 2REVISÃO
Resolvendo o item 2
Observando a Figura 4, verifi camos que as radiações encontram-se na região do visível. REVISÃO
Observando a Figura 4, verifi camos que as radiações encontram-se na região do visível. Comparando os valores das energias calculadas nos itens 1(a) e 1(b), concluímos que a REV
ISÃO
Comparando os valores das energias calculadas nos itens 1(a) e 1(b), concluímos que a
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× 10
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Aula 02 Arquitetura Atômica e Molecular8
Atividade 2
As ondas eletromagnéticas cobrem um grande intervalo de comprimento de onda e de freqüência. Por isso, são classifi cadas em diferentes grupos de acordo com os seus λ. Pesquise na Internet as aplicações dos distintos grupos de radiação que compõem o espectro eletromagnético.
O efeito fotoelétricoesde 1887, experiências mostravam que elétrons poderiam ser ejetados de uma superfície metálica quando esta era exposta à luz, em geral, luz ultravioleta. A explicação para essas observações foi dada, em 1905, por Albert Einstein. Para
ele, a luz não apresenta apenas propriedades ondulatórias caracterizadas pela freqüência (ν) e pelo comprimento de onda (λ). Apresenta, também, propriedades corpusculares. Ele admitiu que a energia radiante está quantizada em pacotes de energia, que vieram a ser chamados de fótons. Esses fótons, de energia hν, ao colidirem com os elétrons do metal, transferiam toda sua energia para esses elétrons, que eram ejetados da placa metálica com uma determinada energia cinética. Tal fenômeno foi chamado de efeito fotoelétrico.
As conclusões de Einstein sobre o efeito fotoelétrico foram as seguintes.
1. Na colisão de um fóton com um elétron, toda a energia do fóton era transferida para o elé-tron.
2. Os elétrons só eram ejetados da placa metálica quando a energia da radiação incidente era maior do que a energia que mantém os elétrons ligados ao átomo na placa metálica.
3. Os elétrons eram ejetados com uma determinada energia cinética, que variava com a energia da radiação incidente. Quanto mais energética era a radiação que atingia a superfície metálica, maior a energia cinética dos elétrons ejetados.
4. Um aumento na intensidade da radiação levava a um maior número de elétrons ejetados da superfície metálica. A intensidade da radiação estava relacionada com o número de fótons que compõe o feixe luminoso e não com sua energia.
Albert Einstein
As idéias de Planck e Einstein revolucionaram a ciência do início do século
XX:
• para Planck, a energia é transferida de maneira
descontínua, logo a energia é quantizada;
• para Einstein, a luz é composta de partículas
denominadas de fótons.
Energia cinética
D
Energia cinética é aenergia que um corpo
possui em virtude do seumovimento e é dada pela
equação Ec =1
2mv2.
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____
____ O efeito fotoelétrico
esde 1887, experiências mostravam que elétrons poderiam ser ejetados de uma superfície metálica quando esta era exposta à luz, em geral, luz ultravioleta. A explicação para essas observações foi dada, em 1905, por
ele, a luz não apresenta apenas propriedades ondulatórias caracterizadas pela freqüência ) e pelo comprimento de onda (
admitiu que a energia radiante está quantizada em pacotes de energia, que vieram a ser
esde 1887, experiências mostravam que elétrons poderiam ser ejetados de uma superfície metálica quando esta era exposta à luz, em geral, luz ultravioleta. A explicação para essas observações foi dada, em 1905, por
ele, a luz não apresenta apenas propriedades ondulatórias caracterizadas pela freqüência ). Apresenta, também, propriedades corpusculares. Ele
admitiu que a energia radiante está quantizada em pacotes de energia, que vieram a ser . Esses fótons, de energia
transferiam toda sua energia para esses elétrons, que eram ejetados da placa metálica com energia cinética
As conclusões de Einstein sobre o efeito fotoelétrico foram as seguintes.
1. Na colisão de um fóton com um elétron, toda a energia do fóton era transferida para o elé-REV
ISÃO
REVISÃOO efeito fotoelétrico
REVISÃOO efeito fotoelétrico
esde 1887, experiências mostravam que elétrons poderiam ser ejetados de uma
REVISÃO
esde 1887, experiências mostravam que elétrons poderiam ser ejetados de uma superfície metálica quando esta era exposta à luz, em geral, luz ultravioleta. A
REVISÃO
superfície metálica quando esta era exposta à luz, em geral, luz ultravioleta. A explicação para essas observações foi dada, em 1905, por
REVISÃO
explicação para essas observações foi dada, em 1905, por ele, a luz não apresenta apenas propriedades ondulatórias caracterizadas pela freqüência
REVISÃO
ele, a luz não apresenta apenas propriedades ondulatórias caracterizadas pela freqüência ) e pelo comprimento de onda (
REVISÃO
) e pelo comprimento de onda (admitiu que a energia radiante está quantizada em pacotes de energia, que vieram a ser
REVISÃO
admitiu que a energia radiante está quantizada em pacotes de energia, que vieram a ser chamados de
REVISÃO
chamados de fótons
REVISÃO
fótons. Esses fótons, de energia
REVISÃO
. Esses fótons, de energia transferiam toda sua energia para esses elétrons, que eram ejetados da placa metálica com REV
ISÃO
transferiam toda sua energia para esses elétrons, que eram ejetados da placa metálica com uma determinada REV
ISÃO
uma determinada energia cinéticaREVISÃO
energia cinética
As conclusões de Einstein sobre o efeito fotoelétrico foram as seguintes.REVISÃO
As conclusões de Einstein sobre o efeito fotoelétrico foram as seguintes.REVISÃO
REVISÃOO efeito fotoelétrico
REVISÃOO efeito fotoelétrico
esde 1887, experiências mostravam que elétrons poderiam ser ejetados de uma
REVISÃO
esde 1887, experiências mostravam que elétrons poderiam ser ejetados de uma superfície metálica quando esta era exposta à luz, em geral, luz ultravioleta. A
REVISÃO
superfície metálica quando esta era exposta à luz, em geral, luz ultravioleta. A explicação para essas observações foi dada, em 1905, por
REVISÃO
explicação para essas observações foi dada, em 1905, por ele, a luz não apresenta apenas propriedades ondulatórias caracterizadas pela freqüência
REVISÃO
ele, a luz não apresenta apenas propriedades ondulatórias caracterizadas pela freqüência ) e pelo comprimento de onda (
REVISÃO
) e pelo comprimento de onda (admitiu que a energia radiante está quantizada em pacotes de energia, que vieram a ser
REVISÃO
admitiu que a energia radiante está quantizada em pacotes de energia, que vieram a ser
Aula 02 Arquitetura Atômica e Molecular 9
Figura 5 – A energia dos fótons incidente provoca a ejeção de elétrons do metal, o excesso de energia converte-se
em energia cinética dos fotoelétrons. Fotoelétrons são os elétrons ejetados da placa metálica.
Na Figura 5, encontra-se esquematizado o efeito fotoelétrico.
A equação que expressa o efeito fotoelétrico é a seguinte:
Exemplo 3
Uma luz ultravioleta com freqüência de 1,25 x 1015 s-1 incide sobre uma superfície de cálcio metálica e elétrons são ejetados da superfície.
a) Calcule a energia cinética do elétron ejetado se a função trabalho do cálcio é 4,34 x 10-19 J.
b) Qual a velocidade do elétron ejetado?
Ei = Eo + Ec
hνi = hνo +12m v2
Nessa fórmula, Ei é a energia da radiação que incide sobre a placa metálica. Eo é aenergia necessária para ejetar o elétron da superfície metálica, definida como função trabalhoou energia crítica e é um parâmetro característico de cada metal. Ec é a energia cinéticaadquirida pelo elétron ejetado. Só ocorrerá emissão de elétrons se Ei > Eo, pois neste casoo fóton terá energia suficiente para arrancar o elétron do metal.
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A energia dos fótons incidente provoca a ejeção de elétrons do metal, o excesso de energia converte-se
em energia cinética dos fotoelétrons. Fotoelétrons são os elétrons ejetados da placa metálica.
A equação que expressa o efeito fotoelétrico é a seguinte:
E
energia necessária para ejetar o elétron da superfície metálica, definida comoenergia crítica
é a energia da radiação que incide sobre a placa metálica.energia necessária para ejetar o elétron da superfície metálica, definida como
e é um parâmetro característico de cada metal.adquirida pelo elétron ejetado. Só ocorrerá emissão de elétrons seo fóton terá energia suficiente para arrancar o elétron do metal.REV
ISÃOA energia dos fótons incidente provoca a ejeção de elétrons do metal, o excesso de energia converte-se
REVISÃOA energia dos fótons incidente provoca a ejeção de elétrons do metal, o excesso de energia converte-se
em energia cinética dos fotoelétrons. Fotoelétrons são os elétrons ejetados da placa metálica.
REVISÃOem energia cinética dos fotoelétrons. Fotoelétrons são os elétrons ejetados da placa metálica.
A equação que expressa o efeito fotoelétrico é a seguinte:
REVISÃOA equação que expressa o efeito fotoelétrico é a seguinte:
E
REVISÃO
Ei
REVISÃO
iEiE
REVISÃO
EiE =
REVISÃO
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REVISÃO
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REVISÃO
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REVISÃO
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REVISÃO
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REVISÃO
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REVISÃO
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REVISÃO
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REVISÃO
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REVISÃO
Ei
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REVISÃO
EiE é a energia da radiação que incide sobre a placa metálica.
REVISÃO
é a energia da radiação que incide sobre a placa metálica.energia necessária para ejetar o elétron da superfície metálica, definida como
REVISÃO
energia necessária para ejetar o elétron da superfície metálica, definida comoenergia crítica
REVISÃO
energia crítica e é um parâmetro característico de cada metal.
REVISÃO
e é um parâmetro característico de cada metal.adquirida pelo elétron ejetado. Só ocorrerá emissão de elétrons seREV
ISÃO
adquirida pelo elétron ejetado. Só ocorrerá emissão de elétrons seo fóton terá energia suficiente para arrancar o elétron do metal.REV
ISÃO
o fóton terá energia suficiente para arrancar o elétron do metal.REVISÃOA energia dos fótons incidente provoca a ejeção de elétrons do metal, o excesso de energia converte-se
REVISÃOA energia dos fótons incidente provoca a ejeção de elétrons do metal, o excesso de energia converte-se
em energia cinética dos fotoelétrons. Fotoelétrons são os elétrons ejetados da placa metálica.
REVISÃOem energia cinética dos fotoelétrons. Fotoelétrons são os elétrons ejetados da placa metálica.
A equação que expressa o efeito fotoelétrico é a seguinte:
REVISÃOA equação que expressa o efeito fotoelétrico é a seguinte:
E
REVISÃO
Ei
REVISÃO
iEiE
REVISÃO
EiE
energia necessária para ejetar o elétron da superfície metálica, definida como
REVISÃO
energia necessária para ejetar o elétron da superfície metálica, definida comoenergia crítica
REVISÃO
energia crítica
Aula 02 Arquitetura Atômica e Molecular10
Resolvendo o exemplo 3
A equação que representa o efeito fotoelétrico é:
Ei = Eo + Ec
São dados no exemplo:
νi = freqüência da luz incidente = 1, 25× 1015 s−1
Eo = hνo = função trabalho = 4, 34× 10−19 J ⇒ 1 Joule (J) equivale a kg m2s−2
Dados tabelados:
Constante de Planck, h = 6, 63× 10−34 J sMassa do elétron, me = 9, 1× 10−31 kg
(a) Calculando a energia cinética do elétron ejetado, Ec.
Ei = Eo + Ec
hνi = hνo + Ec
Ec = hνi − hνo
Substituindo os valores na equação:
Ec = (6, 63× 10−34 J s× 1, 25× 1015 s−1)− 4, 34× 10−19 JEc = 3, 95× 10−19 J
(b) Calculando a velocidade do elétron ejetado.
Para calcular a velocidade do elétron ejetado, são necessárias: a massa do elétron, me,e a energia cinética do elétron calculado no item (a), que é Ec = 3, 93× 10−19 J.
A energia cinética é dada pela equação: Ec =12m v2
Então,
v =
2Ec
m
v =
2Ec
m=
2× 3, 95× 10−19 kg m2s−2
9, 1× 10−31 kg
v =
8, 68× 1011 m2s−2
v = 9, 32× 105 m s−1
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(a) Calculando a energia cinética do elétron ejetado,
Substituindo os valores na equação:
10×
(b) Calculando a velocidade do elétron ejetado.
4, 34
(b) Calculando a velocidade do elétron ejetado.
Para calcular a velocidade do elétron ejetado, são necessárias: a massa do elétron,e a energia cinética do elétron calculado no item (a), que é
A energia cinética é dada pela equação:REVISÃO(a) Calculando a energia cinética do elétron ejetado,
REVISÃO(a) Calculando a energia cinética do elétron ejetado, E
REVISÃOEc
REVISÃOc.
REVISÃO.
Substituindo os valores na equação:
REVISÃO
Substituindo os valores na equação:
10
REVISÃO
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REVISÃO
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REVISÃO
34 J s
REVISÃO
J s×
REVISÃO
× 1
REVISÃO
1,
REVISÃO
, 25
REVISÃO
25×
REVISÃO
× 10
REVISÃO1015
REVISÃO
15 s
REVISÃO
s−
REVISÃO
−1
REVISÃO
1)
REVISÃO
)×
REVISÃO
× 10
REVISÃO
10−
REVISÃO
−19
REVISÃO
19 J
REVISÃO
J
(b) Calculando a velocidade do elétron ejetado.
REVISÃO
(b) Calculando a velocidade do elétron ejetado.
Para calcular a velocidade do elétron ejetado, são necessárias: a massa do elétron,
REVISÃO
Para calcular a velocidade do elétron ejetado, são necessárias: a massa do elétron,e a energia cinética do elétron calculado no item (a), que é
REVISÃO
e a energia cinética do elétron calculado no item (a), que é
A energia cinética é dada pela equação:REVISÃO
A energia cinética é dada pela equação:
Então,REVISÃO
Então,REVISÃO
EREVISÃO
EREVISÃO(a) Calculando a energia cinética do elétron ejetado,
REVISÃO(a) Calculando a energia cinética do elétron ejetado,
Substituindo os valores na equação:
REVISÃO
Substituindo os valores na equação:
10
REVISÃO
10−
REVISÃO
−
×
REVISÃO
× 10
REVISÃO
10
(b) Calculando a velocidade do elétron ejetado.
REVISÃO
(b) Calculando a velocidade do elétron ejetado.
Aula 02 Arquitetura Atômica e Molecular 11
Atividade 3
Calcule a energia desse fóton.
Se o tungstênio for irradiado com luz, cujo comprimento de onda é 150 nm, qual a energia cinética máxima possível dos elétrons ejetados da placa?
Calcule a velocidade dos elétrons ejetados da placa metálica.
2
3
4
Espectro atômicoor volta de 1880, experimentos mostravam que as espécies químicas gasosas, quando excitadas em condições apropriadas, podiam emitir luz com alguns comprimentos de onda característicos. Na época, muitos cientistas estudavam as linhas ou as
raias observadas no espectro do átomo de hidrogênio, submetido à baixa pressão, quando uma corrente elétrica passava através dele. Entre esses, Balmer, em 1885, propôs a fórmula seguinte para calcular o comprimento de onda das raias espectrais do átomo de hidrogênio observadas na região do visível
P
Cinco anos depois, em 1890, Rydberg escreveu essa equação de uma forma generalizada, a partir da qual era possível calcular o comprimento de onda das raias do espectro de emissão do átomo de hidrogênio em outras regiões do espectro. Essa equação fi cou conhecida como equação de Rydberg e é expressa na forma:
Espectro
Espectro de linha é um espectro que só tem determinados comprimentos de onda. Todos os átomos têm seu espectro de linha característico, que é chamado de espectro de emissão dos átomos.
1A freqüência mínima necessária para provocar o efeito fotoelétrico na superfície de uma placa do tungstênio é 1,3 x 1015 s-1. Qual o menor comprimento de onda do fóton capaz de provocar o efeito fotoelétrico no tungstênio?
ν =1λ= C
122− 1n2
Nesta fórmula, n é um número inteiro, sendo maior ou igual a 3, ν é o número de ondacorrespondente às raias, e C é uma constante cujo valor é 3, 29× 1015 Hz.
ν =1λ= R
1n21− 1n22
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Se o tungstênio for irradiado com luz, cujo comprimento de onda é 150 nm, qual a energia cinética máxima possível dos elétrons
Calcule a velocidade dos elétrons ejetados da placa metálica.
Espectro atômicoor volta de 1880, experimentos mostravam que as espécies químicas gasosas, quando
Calcule a velocidade dos elétrons ejetados da placa metálica.
or volta de 1880, experimentos mostravam que as espécies químicas gasosas, quando excitadas em condições apropriadas, podiam emitir luz com alguns comprimentos de onda característicos. Na época, muitos cientistas estudavam as linhas ou as
átomo de hidrogêniouma corrente elétrica passava através dele. Entre esses, Balmer, em 1885, propôs a fórmula seguinte para calcular o comprimento de onda das raias espectrais do átomo de hidrogênio
REVISÃO
REVISÃO
Se o tungstênio for irradiado com luz, cujo comprimento de onda
REVISÃO
Se o tungstênio for irradiado com luz, cujo comprimento de onda é 150 nm, qual a energia cinética máxima possível dos elétrons
REVISÃOé 150 nm, qual a energia cinética máxima possível dos elétrons
Calcule a velocidade dos elétrons ejetados da placa metálica.
REVISÃOCalcule a velocidade dos elétrons ejetados da placa metálica.
Espectro atômico
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Espectro atômicoor volta de 1880, experimentos mostravam que as espécies químicas gasosas, quando
REVISÃO
or volta de 1880, experimentos mostravam que as espécies químicas gasosas, quando excitadas em condições apropriadas, podiam emitir luz com alguns comprimentos REV
ISÃO
excitadas em condições apropriadas, podiam emitir luz com alguns comprimentos de onda característicos. Na época, muitos cientistas estudavam as linhas ou as REV
ISÃO
de onda característicos. Na época, muitos cientistas estudavam as linhas ou as espectroREV
ISÃO
espectro do REVISÃO
do átomo de hidrogênioREVISÃO
átomo de hidrogêniouma corrente elétrica passava através dele. Entre esses, Balmer, em 1885, propôs a fórmula REV
ISÃO
uma corrente elétrica passava através dele. Entre esses, Balmer, em 1885, propôs a fórmula REVISÃO
REVISÃO
Se o tungstênio for irradiado com luz, cujo comprimento de onda
REVISÃO
Se o tungstênio for irradiado com luz, cujo comprimento de onda é 150 nm, qual a energia cinética máxima possível dos elétrons
REVISÃOé 150 nm, qual a energia cinética máxima possível dos elétrons
Calcule a velocidade dos elétrons ejetados da placa metálica.
REVISÃOCalcule a velocidade dos elétrons ejetados da placa metálica.
Espectro atômico
REVISÃO
Espectro atômicoor volta de 1880, experimentos mostravam que as espécies químicas gasosas, quando
REVISÃO
or volta de 1880, experimentos mostravam que as espécies químicas gasosas, quando
Aula 02 Arquitetura Atômica e Molecular12
Figura 6 – Séries espectrais do átomo de hidrogênio
Em que, λ é o comprimento de onda da radiação correspondente a cada linha doespectro, n1 e n2 são números inteiros que podem variar de 1 a∞, e n2 deve ser sempremaior que n1. R é uma constante empírica, o que significa que seu valor é ajustado demodo que a equação dê valores de λ correspondentes aos observados experimentalmente eé conhecida como constante de Rydberg, cujo valor é 1, 097373× 107 m−1.
Se n1 for igual a 2 e n2 igual a 3, tem-se o comprimento de onda de 6, 563× 10−7 m ou656, 3 nm correspondente à raia vermelha do espectro de hidrogênio. Para n1 = 2 e n2 = 4,λ é igual a 4, 860× 10−7 m ou a 486, 0 nm, que corresponde à raia verde, quando n2 = 5 en1 = 2, λ é igual a 4, 339 × 10−7 m ou a 433, 9 e tem-se a raia azul. O conjunto de linhasobservadas na região do visível é conhecido como série de Balmer. Outros cientistas, comoLyman, Paschen, Bracket e Pfund, nos seus estudos, caracterizaram novas séries espectraisque ficaram conhecidas como série de Lyman, na região do ultravioleta, e as séries dePaschen, Bracket e Pfund, na região do infravermelho. Veja a Figura 6.
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e tem-se a raia azul. O conjunto de linhasobservadas na região do visível é conhecido como série de Balmer. Outros cientistas, comoLyman, Paschen, Bracket e Pfund, nos seus estudos, caracterizaram novas séries espectrais
série de Lyman, na região do infravermelho. Veja a Figura 6.
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observadas na região do visível é conhecido como série de Balmer. Outros cientistas, como
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observadas na região do visível é conhecido como série de Balmer. Outros cientistas, comoLyman, Paschen, Bracket e Pfund, nos seus estudos, caracterizaram novas séries espectrais
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Lyman, Paschen, Bracket e Pfund, nos seus estudos, caracterizaram novas séries espectraissérie de Lyman
REVISÃOsérie de Lyman, na região do ultravioleta, e as
REVISÃO, na região do ultravioleta, e as
, na região do infravermelho. Veja a Figura 6.
REVISÃO, na região do infravermelho. Veja a Figura 6.
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observadas na região do visível é conhecido como série de Balmer. Outros cientistas, como
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observadas na região do visível é conhecido como série de Balmer. Outros cientistas, comoLyman, Paschen, Bracket e Pfund, nos seus estudos, caracterizaram novas séries espectrais
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Lyman, Paschen, Bracket e Pfund, nos seus estudos, caracterizaram novas séries espectraissérie de Lyman
REVISÃOsérie de Lyman
, na região do infravermelho. Veja a Figura 6.
REVISÃO, na região do infravermelho. Veja a Figura 6.
Aula 02 Arquitetura Atômica e Molecular 13
Atividade 4
Faça uma pesquisa na Internet e nas referências recomendadas no fi nal da aula e defi na os seguintes termos: espectroscopia e espectrofotômetro.
O modelo de Bohr parao átomo de hidrogênio
equação de Rydberg expressava uma constatação, mas não havia qualquer fundamento teórico para lhe dar sustentação. Porém, em 1913, Bohr, empregando os conceitos da física clássica e a hipótese quântica de Planck, deduziu a equação de
Rydberg, e, assim, explicou através de um modelo, as linhas ou raias observadas no espectro de emissão dos átomos de hidrogênio. Para isso, Bohr formulou os seguintes postulados.
A Em 1922, Niels Bohr (1885-1962), físico dinamarquês, recebeu o Prêmio Nobel de Física por seu modelo atômico publicado em 1914. Um ano após sua morte, a Dinamarca lançou um selo em sua homenagem.
1) Só é permitido ao elétron ocupar certos estados estacionários no átomo e em cada um desses estados a energia é fi xa e defi nida.
2) Quando o elétron está ocupando um desses estados, seu movimento descreve uma órbita circular ao redor do núcleo.
3) Os estados estacionários permitidos são aqueles em que o momento angular (mvr) do
elétron é quantizado em múltiplos inteiros deh
2π, então:
mvr = nh
2π
4) O elétron num estado estacionário não emite radiação. Entretanto, ao passar de um estadopara outro, ele absorve ou emite um quantum de energia hν, correspondente à diferença deenergia entre os dois estados.
Niels Bohr
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O modelo de Bohr parao átomo de hidrogênio
equação de Rydberg expressava uma constatação, mas não havia qualquer fundamento teórico para lhe dar sustentação. Porém, em 1913, os conceitos da física clássica e a hipótese quântica de Planck, deduziu a equação de
Rydberg, e, assim, explicou através de um modelo, as linhas ou raias observadas no espectro de emissão dos átomos de hidrogênio. Para isso, Bohr formulou os seguintes postulados.
1) Só é permitido ao elétron ocupar certos estados estacionários no átomo e em cada um
equação de Rydberg expressava uma constatação, mas não havia qualquer fundamento teórico para lhe dar sustentação. Porém, em 1913, os conceitos da física clássica e a hipótese quântica de Planck, deduziu a equação de
Rydberg, e, assim, explicou através de um modelo, as linhas ou raias observadas no espectro de emissão dos átomos de hidrogênio. Para isso, Bohr formulou os seguintes postulados.
1) Só é permitido ao elétron ocupar certos estados estacionários no átomo e em cada um
2) Quando o elétron está ocupando um desses estados, seu movimento descreve uma órbita REVISÃO
O modelo de Bohr para
REVISÃO
O modelo de Bohr parao átomo de hidrogênio
REVISÃOo átomo de hidrogênio
equação de Rydberg expressava uma constatação, mas não havia qualquer
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equação de Rydberg expressava uma constatação, mas não havia qualquer fundamento teórico para lhe dar sustentação. Porém, em 1913,
REVISÃO
fundamento teórico para lhe dar sustentação. Porém, em 1913, os conceitos da física clássica e a hipótese quântica de Planck, deduziu a equação de
REVISÃO
os conceitos da física clássica e a hipótese quântica de Planck, deduziu a equação de Rydberg, e, assim, explicou através de um modelo, as linhas ou raias observadas no espectro
REVISÃO
Rydberg, e, assim, explicou através de um modelo, as linhas ou raias observadas no espectro
REVISÃO
de emissão dos átomos de hidrogênio. Para isso, Bohr formulou os seguintes postulados.
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de emissão dos átomos de hidrogênio. Para isso, Bohr formulou os seguintes postulados.
1) Só é permitido ao elétron ocupar certos estados estacionários no átomo e em cada um
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1) Só é permitido ao elétron ocupar certos estados estacionários no átomo e em cada um desses estados a energia é fi xa e defi nida.REV
ISÃO
desses estados a energia é fi xa e defi nida.
2) Quando o elétron está ocupando um desses estados, seu movimento descreve uma órbita REVISÃO
2) Quando o elétron está ocupando um desses estados, seu movimento descreve uma órbita circular ao redor do núcleo. REV
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circular ao redor do núcleo. REVISÃO
O modelo de Bohr para
REVISÃO
O modelo de Bohr parao átomo de hidrogênio
REVISÃOo átomo de hidrogênio
equação de Rydberg expressava uma constatação, mas não havia qualquer
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equação de Rydberg expressava uma constatação, mas não havia qualquer fundamento teórico para lhe dar sustentação. Porém, em 1913,
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fundamento teórico para lhe dar sustentação. Porém, em 1913, os conceitos da física clássica e a hipótese quântica de Planck, deduziu a equação de
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os conceitos da física clássica e a hipótese quântica de Planck, deduziu a equação de Rydberg, e, assim, explicou através de um modelo, as linhas ou raias observadas no espectro
REVISÃO
Rydberg, e, assim, explicou através de um modelo, as linhas ou raias observadas no espectro
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de emissão dos átomos de hidrogênio. Para isso, Bohr formulou os seguintes postulados.
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de emissão dos átomos de hidrogênio. Para isso, Bohr formulou os seguintes postulados.
1) Só é permitido ao elétron ocupar certos estados estacionários no átomo e em cada um
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1) Só é permitido ao elétron ocupar certos estados estacionários no átomo e em cada um
Aula 02 Arquitetura Atômica e Molecular14
Figura 7 – Modelo de Bohr para o átomo de hidrogênio. Estados de energia permitidos, n = 1, 2, 3, 4... Energia
radiante é emitida quando o elétron passa de um estado de maior energia para um estado de menor
energia. Por exemplo, um elétron que passa de nível n = 3 para n = 2 emite luz de cor vermelha.
Com base nesses postulados, Bohr deduziu as equações para calcular o raio das órbitas,a energia e a velocidade do elétron. Essas equações relacionam os parâmetros Z (númeroatômico), me (massa do elétron), as constantes universais (h, π, e, 0) e o número quânticon, conforme está expresso nas equações:
v =Ze2
4π0nhv é a velocidade do elétron,
r =n20h
2
πZe2mer é o raio da órbita
r =n2
Z
0h
2
πe2me
As constantes físicas
0h2
πe2mepodem ser substituidas por uma única
constante (a0) denominada raio de Bohr, a0 = 52, 918 pm
r =n2
Za0
Para o átomo de hidrogênio, Z = 1 então, r = a0n2. Se o átomo encontra-se no
estado de menor energia, n = 1 e r = a0.
A equação que expressa energia de um elétron em um estado estacionário ou em umaórbita de Bohr é
E = − Z2e4me
n28π20h2
Portanto:
∆E = E2 − E1 = hν
em que ∆E é a energia emitida ou absorvida na transição do elétron de um estadoestacionário para outro, E2 e E1 são as energias dos estados. Veja a Figura 7.
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– Modelo de Bohr para o átomo de hidrogênio. Estados de energia permitidos,
radiante é emitida quando o elétron passa de um estado de maior energia para um estado de menor
– Modelo de Bohr para o átomo de hidrogênio. Estados de energia permitidos,
radiante é emitida quando o elétron passa de um estado de maior energia para um estado de menor
energia. Por exemplo, um elétron que passa de nível
Com base nesses postulados, Bohr deduziu as equações para calcular o raio das órbitas,a energia e a velocidade do elétron. Essas equações relacionam os parâmetros
(massa do elétron), as constantes universais (, conforme está expresso nas equações:
h2REV
ISÃO – Modelo de Bohr para o átomo de hidrogênio. Estados de energia permitidos,
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– Modelo de Bohr para o átomo de hidrogênio. Estados de energia permitidos,
radiante é emitida quando o elétron passa de um estado de maior energia para um estado de menor
REVISÃO
radiante é emitida quando o elétron passa de um estado de maior energia para um estado de menor
energia. Por exemplo, um elétron que passa de nível
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energia. Por exemplo, um elétron que passa de nível
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Com base nesses postulados, Bohr deduziu as equações para calcular o raio das órbitas,
REVISÃO
Com base nesses postulados, Bohr deduziu as equações para calcular o raio das órbitas,a energia e a velocidade do elétron. Essas equações relacionam os parâmetros
REVISÃO
a energia e a velocidade do elétron. Essas equações relacionam os parâmetrosatômico),REV
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atômico), mREVISÃO
meREVISÃO
e (massa do elétron), as constantes universais (REVISÃO
(massa do elétron), as constantes universais (, conforme está expresso nas equações:REV
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, conforme está expresso nas equações:
ZeREVISÃO
Ze2REVISÃO
2REVISÃO
nhREVISÃO
nhREVISÃO
– Modelo de Bohr para o átomo de hidrogênio. Estados de energia permitidos,
REVISÃO
– Modelo de Bohr para o átomo de hidrogênio. Estados de energia permitidos,
radiante é emitida quando o elétron passa de um estado de maior energia para um estado de menor
REVISÃO
radiante é emitida quando o elétron passa de um estado de maior energia para um estado de menor
energia. Por exemplo, um elétron que passa de nível
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energia. Por exemplo, um elétron que passa de nível
REVISÃO
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Aula 02 Arquitetura Atômica e Molecular 15
Como todos os valores molecularese4me
8π20h2são constantes, podemos simplificar a
equação de energia, considerandoe4me
8π20h2= A, que é uma constante cujo valor é
2, 18× 10−18 J.
Então, En = −AZ2
n2
Usando essa equação é possível calcular a energia das orbitais do átomo de hidrogênio.
Exemplo 4
Calcule a energia do elétron do átomo de hidrogênio (a) na órbita de menor energia; (b) na segunda órbita de Bohr.
En = −AZ2
n2
A = 2, 18× 10−18 Z = 1 n = 1
E1 = −2, 18× 10−1812
12
E1 = −2, 18× 10−18
n = 2
E2 = −2, 18× 10−1812
22
E2 = −5, 45× 10−19
◦
∆E = E2 − E1 = hv
E2 E1
En = −AZ2
n2
∆E = E2 − E1
∆E = −AZ2
n22
−−A
Z2
n21
∆E = −AZ2
n22
+AZ2
n21
←− A
Z
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Calcule a energia do elétron do átomo de hidrogênio (a) na órbita de menor energia; (b)
= 1
−
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Calcule a energia do elétron do átomo de hidrogênio (a) na órbita de menor energia; (b)
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Calcule a energia do elétron do átomo de hidrogênio (a) na órbita de menor energia; (b)
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E
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n
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n = 2
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= 2
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− REVISÃO
−18 REVISÃO
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1REVISÃO
12REVISÃO
2REVISÃO
2REVISÃO
22REVISÃO
2REVISÃO
Calcule a energia do elétron do átomo de hidrogênio (a) na órbita de menor energia; (b)
REVISÃO
Calcule a energia do elétron do átomo de hidrogênio (a) na órbita de menor energia; (b)
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= 1
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= 1
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REVISÃO
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Aula 02 Arquitetura Atômica e Molecular16
Exemplo 5
Mol
O mol é uma quantidade de partículas idênticas,
cujo número é o de Avogadro, 6,023 x 1023.
O mol é a unidade de quantidade química do
sistema internacional de medidas (SI).
Estado fundamental
O estado de mais baixa energia do átomo é denominado estado
fundamental ou estado basal.
∆E = AZ2
1n21− 1n22
Como ∆E = hν = hc
λ
∆E = hc
λ= AZ2
1n21− 1n22
1λ=AZ2
hc
1n21− 1n22
Substituindo os valores de A, h e c na equaçãoA
hcobtém-se 1, 096776 × 107 m−1;
sendo, portanto, praticamente igual à constante de Rydberg (R = 1, 097373× 107 m−1).
O elétron do átomo de hidrogênio sofre uma transição de n = 1 para n = ∞. (a)Calcule a energia absorvida nessa transição. (b) Qual a energia necessária para que ocorra atransição eletrônica em um mol de átomos de hidrogênio?
Resolvendo o item (a)
Para resolvermos o item (a) desse problema, substituímos os valores dados: Z = 1,
A = 2, 18× 10−18J, n1 = 1 e n2 =∞ na equação, ∆E = AZ21n21
− 1n22
, obtendo
∆E = 2, 18× 10−18J12112− 1∞2
∆E = 2, 18× 10−18J
A energia do fóton que promove a transição do elétron do átomo de hidrogênio doestado fundamental, n1, para o n =∞ é 2, 18× 10−18J.
Resolvendo o item (b)
Neste item, vamos calcular a energia necessária para que ocorra a transição eletrônicaem um mol de átomos de hidrogênio. Essa quantidade corresponde a 6, 023× 1023 átomos.Portanto,
x =2, 18× 10−18J× 6, 023× 1023 átomos
1 átomo
x = 131304, 0 J/mol ou 1313, 014 kJ/mol
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na equação
sendo, portanto, praticamente igual à constante de Rydberg (
O elétron do átomo de hidrogênio sofre uma transição deCalcule a energia absorvida nessa transição. (b) Qual a energia necessária para que ocorra atransição eletrônica em um
O elétron do átomo de hidrogênio sofre uma transição deCalcule a energia absorvida nessa transição. (b) Qual a energia necessária para que ocorra a
de átomos de hidrogênio?
Para resolvermos o item (a) desse problema, substituímos os valores dados:
J, n
×REV
ISÃOna equação
REVISÃO
na equação
sendo, portanto, praticamente igual à constante de Rydberg (
REVISÃO
sendo, portanto, praticamente igual à constante de Rydberg (
O elétron do átomo de hidrogênio sofre uma transição de
REVISÃO
O elétron do átomo de hidrogênio sofre uma transição deCalcule a energia absorvida nessa transição. (b) Qual a energia necessária para que ocorra a
REVISÃO
Calcule a energia absorvida nessa transição. (b) Qual a energia necessária para que ocorra atransição eletrônica em um
REVISÃO
transição eletrônica em um mol
REVISÃO
mol de átomos de hidrogênio?
REVISÃO
de átomos de hidrogênio?
Resolvendo o item (a)
REVISÃO
Resolvendo o item (a)
Para resolvermos o item (a) desse problema, substituímos os valores dados:REVISÃO
Para resolvermos o item (a) desse problema, substituímos os valores dados:
= 2 REVISÃO
= 2 18REVISÃO
18×REVISÃO
× 10REVISÃO
10−REVISÃO
−18REVISÃO
18REVISÃO
na equação
REVISÃO
na equação
sendo, portanto, praticamente igual à constante de Rydberg (
REVISÃO
sendo, portanto, praticamente igual à constante de Rydberg (
O elétron do átomo de hidrogênio sofre uma transição de
REVISÃO
O elétron do átomo de hidrogênio sofre uma transição deCalcule a energia absorvida nessa transição. (b) Qual a energia necessária para que ocorra a
REVISÃO
Calcule a energia absorvida nessa transição. (b) Qual a energia necessária para que ocorra atransição eletrônica em um
REVISÃO
transição eletrônica em um
Aula 02 Arquitetura Atômica e Molecular 17
Atividade 5
Use como fonte de pesquisa a Internet e as referências citadas no fi nal desta aula para executar as atividades seguintes.
Como você leu na apresentação da aula, as lâmpadas são exemplos da emissão de luz por átomos. Sabemos que existem vários tipos de lâmpadas, como as incandescentes, vapor de sódio, vapor de mercúrio, fl uorescente, dentre outras. Pesquise as diferenças entre os quatro tipos de lâmpadas citadas.
Pesquise o valor da energia de ionização do hidrogênio e compare com o resultado obtido no item (b) do exemplo 5. Qual a sua conclusão? Defi na então o que é energia de ionização.
Pesquise e faça um resumo sobre o modelo proposto por Sommerfeld para aperfeiçoar o Modelo Atômico de Bohr.
1
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Portanto, Bohr com seu modelo atômico deduziu a equação de Rydberg, obtida de forma empírica, interpretando quantitativamente o espectro atômico do hidrogênio. Esse modelo, no entanto, não foi capaz de explicar os espectros de átomos mais complexos que o hidrogênio, mesmo com as modifi cações propostas por Sommerfeld e por outros cientistas da época. Apesar disso, o modelo de Bohr foi o primeiro a relacionar a hipótese de quantização da energia ao comportamento do elétron no átomo.
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e as referências citadas no fi nal desta
Como você leu na apresentação da aula, as lâmpadas são exemplos da emissão de luz por átomos. Sabemos que existem vários tipos de lâmpadas, como as incandescentes, vapor de sódio, vapor de mercúrio, fl uorescente, dentre outras. Pesquise as diferenças entre os quatro tipos de lâmpadas citadas.
Pesquise o valor da energia de ionização do hidrogênio e compare com o resultado obtido no item (b) do exemplo 5. Qual a sua conclusão? Defi na então o que é energia de ionização.
Como você leu na apresentação da aula, as lâmpadas são exemplos da emissão de luz por átomos. Sabemos que existem vários tipos de lâmpadas, como as incandescentes, vapor de sódio, vapor de mercúrio, fl uorescente, dentre outras. Pesquise as diferenças entre
Pesquise o valor da energia de ionização do hidrogênio e compare com o resultado obtido no item (b) do exemplo 5. Qual a sua conclusão? Defi na então o que é energia de ionização.
Pesquise e faça um resumo sobre o modelo proposto por Sommerfeld para aperfeiçoar o Modelo Atômico de Bohr.REV
ISÃO e as referências citadas no fi nal desta
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Como você leu na apresentação da aula, as lâmpadas são exemplos
REVISÃOComo você leu na apresentação da aula, as lâmpadas são exemplos
da emissão de luz por átomos. Sabemos que existem vários tipos
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da emissão de luz por átomos. Sabemos que existem vários tipos de lâmpadas, como as incandescentes, vapor de sódio, vapor de
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de lâmpadas, como as incandescentes, vapor de sódio, vapor de mercúrio, fl uorescente, dentre outras. Pesquise as diferenças entre
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mercúrio, fl uorescente, dentre outras. Pesquise as diferenças entre os quatro tipos de lâmpadas citadas.
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os quatro tipos de lâmpadas citadas.
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Pesquise o valor da energia de ionização do hidrogênio e compare com
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Pesquise o valor da energia de ionização do hidrogênio e compare com o resultado obtido no item (b) do exemplo 5. Qual a sua conclusão?
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o resultado obtido no item (b) do exemplo 5. Qual a sua conclusão? Defi na então o que é energia de ionização.
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Defi na então o que é energia de ionização.
Pesquise e faça um resumo sobre o modelo proposto por Sommerfeld REVISÃO
Pesquise e faça um resumo sobre o modelo proposto por Sommerfeld REVISÃO
para aperfeiçoar o Modelo Atômico de Bohr.REVISÃO
para aperfeiçoar o Modelo Atômico de Bohr.REVISÃO e as referências citadas no fi nal desta
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Como você leu na apresentação da aula, as lâmpadas são exemplos
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da emissão de luz por átomos. Sabemos que existem vários tipos de lâmpadas, como as incandescentes, vapor de sódio, vapor de
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de lâmpadas, como as incandescentes, vapor de sódio, vapor de mercúrio, fl uorescente, dentre outras. Pesquise as diferenças entre
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mercúrio, fl uorescente, dentre outras. Pesquise as diferenças entre os quatro tipos de lâmpadas citadas.
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os quatro tipos de lâmpadas citadas.
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Pesquise o valor da energia de ionização do hidrogênio e compare com
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Pesquise o valor da energia de ionização do hidrogênio e compare com o resultado obtido no item (b) do exemplo 5. Qual a sua conclusão?
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o resultado obtido no item (b) do exemplo 5. Qual a sua conclusão? Defi na então o que é energia de ionização.
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Defi na então o que é energia de ionização.
Aula 02 Arquitetura Atômica e Molecular18
Resumo
Auto-avaliaçãoCom os dados apresentados na Figura 8 a seguir, calcule:
(a) a freqüência da radiação;
(b) o número de onda por cm;
(c) o número de ondas que passam no ponto B durante 10-7 s;
(d) quantos máximos ou vales desta radiação existem entre os pontos A e B?
1
Figura 8
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A freqüência, ν, e o comprimento de onda, λ, caracterizam uma onda. Todas asradiações eletromagnéticas (também chamadas de energia radiante) têm amesma velocidade no vácuo c = 3, 00 × 108 m s−1. Porém, diferentescomprimentos de onda e freqüências estão relacionados, obedecendo à equaçãoc = λν. Planck admitiu que a luz era emitida de maneira descontínua eque as radiações só podiam assumir valores de energia que satisfizessem àexpressão: E = nhν. Logo, a energia seria quantizada. Einstein propôsque as radiações eletromagnéticas eram constituídas de partículas, que foramchamadas de fótons. A energia de cada fóton está relacionada com a freqüênciapela equação E = hν. Einstein sugeriu a equação Ei = Eo + Ec paraexplicar o fenômeno de emissão de fotoelétrico que ocorre quando radiaçõesde determinado comprimento de onda incidem sobre uma placa metálica.Esse fenômeno é conhecido como efeito fotoelétron. Uma relação matemáticapara calcular o comprimento de onda das raias espectrais do hidrogênio foiproposta por Rydberg. Posteriormente, Bohr desenvolveu um modelo atômicoque explicava as raias espectrais do átomo de hidrogênio. Nesse modelo, oátomo emite luz quando o elétron passa de um estado de maior energia paraum de menor energia. A diferença entre esses dois estados deve ser sempreigual a hν.
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. Einstein sugeriu a equaçãoexplicar o fenômeno de emissão de fotoelétrico que ocorre quando radiaçõesde determinado comprimento de onda incidem sobre uma placa metálica.Esse fenômeno é conhecido como efeito fotoelétron. Uma relação matemáticapara calcular o comprimento de onda das raias espectrais do hidrogênio foiproposta por Rydberg. Posteriormente, Bohr desenvolveu um modelo atômicoque explicava as raias espectrais do átomo de hidrogênio. Nesse modelo, oátomo emite luz quando o elétron passa de um estado de maior energia paraum de menor energia. A diferença entre esses dois estados deve ser sempreigual a
Auto-avaliaçãoCom os dados apresentados na Figura 8 a seguir, calcule:
explicar o fenômeno de emissão de fotoelétrico que ocorre quando radiaçõesde determinado comprimento de onda incidem sobre uma placa metálica.Esse fenômeno é conhecido como efeito fotoelétron. Uma relação matemáticapara calcular o comprimento de onda das raias espectrais do hidrogênio foiproposta por Rydberg. Posteriormente, Bohr desenvolveu um modelo atômicoque explicava as raias espectrais do átomo de hidrogênio. Nesse modelo, oátomo emite luz quando o elétron passa de um estado de maior energia paraum de menor energia. A diferença entre esses dois estados deve ser sempre
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. Logo, a energia seria quantizada. Einstein propôs
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que as radiações eletromagnéticas eram constituídas de partículas, que foramchamadas de fótons. A energia de cada fóton está relacionada com a freqüência
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chamadas de fótons. A energia de cada fóton está relacionada com a freqüência. Einstein sugeriu a equação
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Esse fenômeno é conhecido como efeito fotoelétron. Uma relação matemática
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para calcular o comprimento de onda das raias espectrais do hidrogênio foi
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para calcular o comprimento de onda das raias espectrais do hidrogênio foiproposta por Rydberg. Posteriormente, Bohr desenvolveu um modelo atômico
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proposta por Rydberg. Posteriormente, Bohr desenvolveu um modelo atômicoque explicava as raias espectrais do átomo de hidrogênio. Nesse modelo, o
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que explicava as raias espectrais do átomo de hidrogênio. Nesse modelo, oátomo emite luz quando o elétron passa de um estado de maior energia para
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um de menor energia. A diferença entre esses dois estados deve ser sempreigual a
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que as radiações eletromagnéticas eram constituídas de partículas, que foramchamadas de fótons. A energia de cada fóton está relacionada com a freqüência
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chamadas de fótons. A energia de cada fóton está relacionada com a freqüência. Einstein sugeriu a equação
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explicar o fenômeno de emissão de fotoelétrico que ocorre quando radiações
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de determinado comprimento de onda incidem sobre uma placa metálica.
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Esse fenômeno é conhecido como efeito fotoelétron. Uma relação matemática
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para calcular o comprimento de onda das raias espectrais do hidrogênio foi
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para calcular o comprimento de onda das raias espectrais do hidrogênio foiproposta por Rydberg. Posteriormente, Bohr desenvolveu um modelo atômico
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proposta por Rydberg. Posteriormente, Bohr desenvolveu um modelo atômicoque explicava as raias espectrais do átomo de hidrogênio. Nesse modelo, o
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que explicava as raias espectrais do átomo de hidrogênio. Nesse modelo, oátomo emite luz quando o elétron passa de um estado de maior energia para
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átomo emite luz quando o elétron passa de um estado de maior energia paraum de menor energia. A diferença entre esses dois estados deve ser sempre
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um de menor energia. A diferença entre esses dois estados deve ser sempreigual a
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Uma radiação emitida em um forno de microondas tem comprimento de onda de 4,0 x 10-3 m. Calcule:
(a) a freqüência da radiação emitida;
(b) a energia da radiação produzida pelo forno quando é emitido um fóton;
(c) a energia da radiação produzida pelo forno quando são emitidos um mol de fótons.
Escreva o que você entendeu sobre quantização de energia.
Algumas das raias do espectro de hidrogênio encontram-se em 410,2 nm, 954,6 nm, 102,6 nm e 121,6 nm.
(a) Qual dentre essas raias é a mais energética?
(b) Organize essas raias na ordem crescente de energia.
(c) Calcule a freqüência e a energia da raia de menor energia.
Faça a distinção entre: espectro eletromagnético, espectro atômico ou de linha, espectro de emissão, espectro de absorção.
Calcule a energia cinética de um elétron ejetado de uma superfície metálica composta por átomos de rubídio, quando a mesma é irradiada com luz de comprimento de onda igual a 300 nm. A energia mínima necessária para arrancar um elétron dessa superfície é 2,14 eV. (1 eV é equivalente a 1,602 x 10-19 J).
O raio de uma determinada órbita de Bohr para o hidrogênio é 476,1 pm. Calcule para essa órbita:
(b) a energia da órbita;
(c) a energia absorvida quando o elétron passa do estado de energia calculado para o vizinho mais próximo.
(a) o valor de n;M
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Algumas das raias do espectro de hidrogênio encontram-se em 410,2 nm, 954,6 nm,
Qual dentre essas raias é a mais energética?
Organize essas raias na ordem crescente de energia.
Calcule a freqüência e a energia da raia de menor energia
Faça a distinção entre: espectro eletromagnético, espectro atômico ou de linha, espectro de emissão, espectro de absorção.
Calcule a freqüência e a energia da raia de menor energia
Faça a distinção entre: espectro eletromagnético, espectro atômico ou de linha,
Calcule a energia cinética de um elétron ejetado de uma superfície metálica composta por átomos de rubídio, quando a mesma é irradiada com luz de comprimento de onda igual a 300 nm. A energia mínima necessária para arrancar um elétron dessa superfície é 2,14 eV. (1 eV é equivalente a 1,602 x 10REV
ISÃOAlgumas das raias do espectro de hidrogênio encontram-se em 410,2 nm, 954,6 nm,
REVISÃOAlgumas das raias do espectro de hidrogênio encontram-se em 410,2 nm, 954,6 nm,
Qual dentre essas raias é a mais energética?
REVISÃOQual dentre essas raias é a mais energética?
Organize essas raias na ordem crescente de energia.
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Organize essas raias na ordem crescente de energia.
Calcule a freqüência e a energia da raia de menor energia
REVISÃO
Calcule a freqüência e a energia da raia de menor energia
Faça a distinção entre: espectro eletromagnético, espectro atômico ou de linha,
REVISÃO
Faça a distinção entre: espectro eletromagnético, espectro atômico ou de linha, espectro de emissão, espectro de absorção.
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espectro de emissão, espectro de absorção.
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Calcule a energia cinética de um elétron ejetado de uma superfície metálica composta REVISÃO
Calcule a energia cinética de um elétron ejetado de uma superfície metálica composta por átomos de rubídio, quando a mesma é irradiada com luz de comprimento de REV
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por átomos de rubídio, quando a mesma é irradiada com luz de comprimento de onda igual a 300 nm. A energia mínima necessária para arrancar um elétron dessa REV
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onda igual a 300 nm. A energia mínima necessária para arrancar um elétron dessa superfície é 2,14 eV. (1 eV é equivalente a 1,602 x 10REV
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superfície é 2,14 eV. (1 eV é equivalente a 1,602 x 10REVISÃO
quantização de energia
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quantização de energia
Algumas das raias do espectro de hidrogênio encontram-se em 410,2 nm, 954,6 nm,
REVISÃOAlgumas das raias do espectro de hidrogênio encontram-se em 410,2 nm, 954,6 nm,
Qual dentre essas raias é a mais energética?
REVISÃOQual dentre essas raias é a mais energética?
Organize essas raias na ordem crescente de energia.
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Organize essas raias na ordem crescente de energia.
Calcule a freqüência e a energia da raia de menor energia
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Calcule a freqüência e a energia da raia de menor energia
Faça a distinção entre: espectro eletromagnético, espectro atômico ou de linha,
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Faça a distinção entre: espectro eletromagnético, espectro atômico ou de linha, espectro de emissão, espectro de absorção.
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espectro de emissão, espectro de absorção.
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ReferênciasATKINS, P. W.; JONES, L. Princípio de química. Porto Alegre: Bookman, 2001.
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Química e reações químicas
MAHAN, B. M.; MYERS, R. J – um curso universitário. 4.ed. São Paulo: Edgard
REVISÃO
. 5.ed. São Paulo: Edgard Blücher LTDA, 1999.
REVISÃO
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Química e reações químicas
REVISÃOQuímica e reações químicas. 4.ed. Rio de Janeiro: LTC, 2002.
REVISÃO. 4.ed. Rio de Janeiro: LTC, 2002.
MAHAN, B. M.; MYERS, R. J
REVISÃOMAHAN, B. M.; MYERS, R. J.
REVISÃO. Química
REVISÃOQuímica – um curso universitário. 4.ed. São Paulo: Edgard
REVISÃO– um curso universitário. 4.ed. São Paulo: Edgard
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Química inorgânica não tão concisa
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Química inorgânica não tão concisa. 5.ed. São Paulo: Edgard Blücher LTDA, 1999.
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. 5.ed. São Paulo: Edgard Blücher LTDA, 1999.
Química e reações químicas
REVISÃOQuímica e reações químicas
MAHAN, B. M.; MYERS, R. J
REVISÃOMAHAN, B. M.; MYERS, R. J.
REVISÃO. Química
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