Radiação e Espectros Atômicos

Teoria Completa

O modelo atômico evoluiu muito depois daquele proposto por Rutherford.

Isso porque muitas coisas foram descobertas em relação aos átomos pelo estudo das radiações que eles absorvem e emitem.

Mas afinal, o que são essas radiações?

Para entender bem isso, vamos dar uma olhada em radiação antes de voltar para os átomos. Mais especificamente, em ondas eletromagnéticas, que são o tipo de radiação que mais nos interessa agora.

A luz visível, as ondas de rádio, os raios X... todos esses são exemplos de radiações eletromagnéticas.

Por serem ondas eletromagnéticas, essas radiações se propagam no vácuo com velocidade ( c ) igual a:

c = 3 . 10 8   m / s

Embora as ondas eletromagnéticas tenham em comum a velocidade de propagação, elas possuem frequências ( ν ) e comprimentos de ondas ( λ ) diferentes. Isso é exatamente o que usamos para classificá-las.

E, de acordo com a física, a frequência ondular e o comprimento de onda se relacionam por:

c =   λ   .   ν

Logo, para que a velocidade de todas as ondas de diferentes frequências seja a mesma, quanto maior a frequência, menor o comprimento de onda. E vice-versa, ok?

Espectro das radiações eletromagnéticas

A gente pode ver a classificação das ondas de acordo com seus comprimentos de onda ou de suas frequências, através do espectro das radiações eletromagnéticas. Dá uma olhada aí:

Calma! Vamos tentar entender isso aí.

Da esquerda para a direita, olhando ali pro comprimento de onda. Tá vendo que ele começa pequenininho ( 10 - 15 m) nos raios cósmicos e vai aumentando ao passar pelos raios gama, raios X, ultravioleta, etc..?

Já a frequência, começa grande ( 10 23 Hz) e vai diminuindo.

Isso porque, como a gente comentou, quanto maior o comprimento de onda, menor a frequência. Elas são grandezas inversamente proporcionais, certo?

Agora, pega essa:

As ondas mais energéticas são aquelas de maior frequência, logo, menor comprimento de onda.

Então, na nossa imagem, as ondas mais energéticas seriam os raios cósmicos e as menos energéticas as ondas de rádio.

Ali entre o ultravioleta e o infravermelho, a gente tem o espectro da luz visível, com o comprimento de onda entre 400 nm ( 400 . 10 - 9 m   = 4 . 10 - 7 m) e 750 nm ( 750 . 10 - 9 m   = 7,5 . 10 - 7 m), que tá destacado mais embaixo.

MAS O QUE ISSO TEM A VER COM OS ÁTOMOS???

Só mais um pouquinho de física e vamos chegar lá.

Quando as pessoas dizem que o branco contém todas as cores, significa que quando a luz branca passa por um prisma, ela é separada em todos os comprimentos de onda do visível. Ou seja, dos 400 nm aos 750 nm. Mais ou menos assim:

Posicionando um detector depois do prisma, o resultado observado seria parecido com:

Ou seja, o espectro visível é contínuo e completo (sem pular nenhum comprimento de onda de 400 nm a 750 nm).

Mas, se ao invés de incidir luz branca no prisma, a gente incidisse uma luz amarela?

Ora, diferentemente da luz branca, a luz amarela não contém todos os comprimentos de 400 nm até 750 nm, mas apenas comprimentos de onda na faixa do amarelo (algo em torno de 550 nm a 610 nm). Então:

Mas o que os átomos tem a ver com isso?

Prestenção:

“Quando um gás está sob baixa pressão e é submetido a um campo elétrico, ele emite luz”.

No esquema do prisma, a gente pode fazer a luz branca passar por um gás (no estado “normal”) antes de incidir no prisma. Ou, ao invés de incidir a luz branca, incidir a luz “emitida pela gás” (aquele sob baixa pressão e submetido a um campo elétrico).

Assim:

  • Se a luz branca passa pelo gás antes de atingir o prisma, o gás pode absorver determinados comprimentos de onda, gerando um espectro de absorção como o mostrado.
  • Se a luz incidida no prisma é emitida por um gás excitado (pela ação do campo elétrico sob baixa pressão), o espectro só mostra os comprimentos de onda das radiações emitidas pelo gás. (Ao contrário da luz branca, a luz emitida pelo gás não contém todo o espectro do visível).

Nos exemplos de espectros da luz branca ou da luz amarela, o resultado mostrava uma faixa de comprimentos de onda, que chamamos de espectro de onda contínuo.

Já os espectros formados por comprimentos de onda isolados, são chamado de espectros discretos ou espectros de linhas, pela aparência deles.

Se o gás utilizado no experimento é de um único elemento, o espectro de absorção ou emissão observado é, justamente, o espectro atômico.

O espectro atômico é tipo a impressão digital do elemento.

Cada elemento tem um espectro atômico diferente.

Olha aí o espectro de emissão do Hidrogênio:

E o do Hélio:

E o do Neônio:

E porque isso é importante a ponto de merecer seus preciosos tempo e atenção?

  • Como cada elemento possui um espectro atômico diferente, o espectro pode ser usado para a identificação de elementos;
  • Foi baseado nos espectros atômicos que Bohr atualizou o modelo atômico de Rutherford, adicionando os “níveis da eletrosfera”.

Modelo Atômico de Bohr

Eaí, finalmente, voltamos para os modelos atômicos.

Você lembra que segundo os postulados do modelo atômico de Bohr:

  • Os elétrons giram ao redor do núcleo em órbitas bem definidas, sem perder energia ao permanecer na mesma órbita;
  • Cada uma dessas órbitas foi chamada de nível ou camada;
  • Os elétrons podem migrar para um nível mais externo se absorverem uma quantidade adequada de energia;
  • Os elétrons podem migrar para um nível mais interna se emitirem uma quantidade adequada de energia;

Pelo modelo de Bohr, se um comprimento de onda aparece no espectro de absorção de um átomo é porque algum (ou alguns) elétrons desses átomos são capazes de absorver radiação (energia) naquele comprimento de onda para pular para um nível mais externo.

Ao submeter um gás a um campo elétrico sob baixa pressão, alguns elétrons são excitados (pulam para níveis mais externos), e o espectro de emissão observado corresponde aos comprimentos de onda da radiação emitida pelos elétrons ao retornarem para seus níveis “normais” (estado fundamental).

Com os espectros atômicos, o modelo de Bohr começou a fazer mais sentido, já que a gente conseguia “provar” experimentalmente o que ele tinha proposto nos postulados dele.

Mesmo ele indo contra a física clássica, que previa que o elétron ia perder energia orbitando ao redor do núcleo até os elétrons serem atraídos pela carga positiva do núcleo e tudo virar um grande bololô no núcleo, ele continuou sendo o modelo mais aceito! E a carinha do átomo ficou essa, o modelo de Rutherford juntado com os postulados de Bohr:

A partir do modelo de Bohr a quântica se desenvolveu muito e enquanto alguns dos postulados de Bohr foram provados, outros foram derrubados. Mas isso é assunto pra mais tarde!

Por agora, vamos praticar? 😊

Expandir

Exercício Resolvido #1

USP / IQSC – Lista de Exercícios de Química Geral. Estrutura Atômica.

A radiação ultravioleta provoca vários efeitos prejudiciais aos habitantes da Terra. Entretanto, a camada de ozônio funciona como uma barreira para essa radiação. Sabendo que a frequência dessa luz é 1,02 . 10 15 Hz, determine o seu comprimento de onda.

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Passo 1

O enunciado nos dá a frequência e pede o comprimento de onda. E, como a radiação ultravioleta é uma onda eletromagnética, sabemos sua velocidade.

ν = 1,02 . 10 15   H z = 1,02 . 10 15   s - 1  

c = 3 . 10 8   m . s - 1

c =   λ   . ν

Passo 2

Agora é só jogar na fórmula e correr pro abraço:

A gente sabe que:

c =   λ   . ν

Substituindo, vai ficar:

3 . 10 8 =   λ   .   1,02 . 10 15

λ = 2,94 . 10 - 7   m = 294.10 - 9 m = 294   n m

Obs:Você ainda pode dar uma olhada lá no espectro e confirmar que esse comprimento de onda corresponde ao ultravioleta. ;)

Resposta

λ = 2,94 . 10 - 7   m = 294   n m

Exercício Resolvido #2

USP/IQSC – Lista de Química Geral. Estrutura Atômica.

Qual será a frequência e o número de onda de um raio-X com comprimento de onda de 200 pm?

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Passo 1

O enunciado nos dá:

λ = 200   p m = 200 . 10 - 12   m

Precisamos saber que:

c =   λ   . ν

c = 3 . 10 8   m / s

E que o número de ondas é dado por:

ṽ =   1 λ

Passo 2

Para a frequência, então:

ν =   3 . 10 8 200 . 10 - 12 = 1,5 . 10 18   H z

Passo 3

Para o número de ondas:

ṽ =   1 200 . 10 - 12 = 5 . 10 9   m - 1

Resposta

ν = 1,5 . 10 18   H z

ṽ = 5 . 10 9   m - 1

Exercício Resolvido #3

UFRRJ – Lista de Exercícios de Química Geral. Estrutura Atômica.

A distância média entre marte e a terra é de cerca de 1,3.10 8   m i . Quanto tempo uma imagem transmitida por um robô explorador na superfície de marte demoraria para chegar na terra? Dado: 1 mi = 1,61 km.

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Passo 1

Dados do problema:

d = 1,3 . 10 8   m i

1   m i = 1,61   k m = 1,61 . 10 3   m

Precisamos lembrar que:

c   = 3 . 10 8   m . s - 1

Lembra lá do iniciozinho da Física:

S = S o + v t

Aqui, minha velocidade v sserá igual à da luz, que é c . E o meu deslocamento S - S 0 = d .

Isoalando o t , vai ficar:

t =   d c

Se não lembrar da última fórmula, pense nas unidades!!!

Passo 2

Mãos à obra:

Fazendo primeiro a conversão para metros, teremos:

d = 1,3 . 10 8   x   1,61 . 10 3

d = 2,09 . 10 11   m

Agora jogando na fórmula:

t =   2,09 . 10 11 3 . 10 8 = 696,67   s = 11,6   m i n

Resposta

t = 11,6   m i n

Exercício Resolvido #4

Peter Atkins & Loreta Jones. Princípios de Química, 5ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2012, pp 49-1.3.

Arranje, em ordem crescente de energia, os seguintes tipos de fótons de radiação eletromagnética: raios ɣ, luz visível, radiação ultravioleta, micro-ondas, raios X.

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Passo 1

A gente comentou que a energia das ondas eletromagnéticas é proporcional à frequência. Ou seja, quanto maior a frequência, maior a energia.

Olhando no espectro da radiação eletromagnética, dá pra ver que em ordem crescente de energia, as radiações citadas ficam:

M i c r o o n d a s   <   L u z   v i s í v e l   <   r a d i a ç ã o   u l t r a v i o l e t a   <   r a i o s   X   <   r a i o s   ɣ   ( g a m a )

Resposta

M i c r o o n d a s   <   L u z   v i s í v e l   <   r a d i a ç ã o   u l t r a v i o l e t a   <   r a i o s   X   <   r a i o s   ɣ   ( g a m a )

Exercício Resolvido #5

Peter Atkins & Loreta Jones. Princípios de Química, 5ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2012, pp 49-1.4.

Arranje, em ordem crescente de frequência, os seguintes tipos de fótons de radiação eletromagnética: luz visível, ondas de rádio, radiação ultravioleta, radiação infravermelha.

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Passo 1

Pra organizar em ordem crescente de frequência a gente só precisa ler no espectro mesmo.

Aí fica:

O n d a s   d e   r á d i o   <   R a d i a ç ã o   i n f r a v e r m e l h a   <   L u z   v i s í v e l   <   R a d i a ç ã o   u l t r a v i o l e t a .

Prontinho :)

Resposta

Exercício Resolvido #6

UFRJ – Lista de Química Geral. Profª. Lucidalva.

Duas ondas eletromagnéticas são representadas na figura:

  1. Qual onda tem a maior frequência?
  2. Se uma onda representa a luz visível e a outra a radiação infravermelha, qual é uma e qual é a outra?
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Passo 1

-
  1. A onda de maior frequência é aquela de menor comprimento de onda, certo?
  2. Pois bem.. a onda de menor comprimento é a mais “fininha”, mais “magrinha”, que precisa de menos comprimento pra completar um ciclo.

    Assim, a onda de menor comprimento de onda e, por consequência, maior frequência é a segunda.

    Passo 2

  3. Olhando no espectro, quem tem maior frequência: a luz visível ou a radiação infravermelha?

A luz visível!

Então a luz visível seria representada pela de maior frequência (a segunda) e a radiação infravermelha pela de menor frequência (a primeira).

Resposta

Exercício Resolvido #7

UFS – Lista de Exercícios de Química Geral.

Sempre que os compostos de sódio se volatilizam na chama de um bico de Bunsen, a chama apresenta a cor amarela característica. Dê uma explicação em termos de energia eletrônica.

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Passo 1

Quando um composto contendo sódio é colocado em contato com a chama do bico de Bunsen, uma energia muito grande atinge os elétrons do sódio.

E o que o elétron faz quando recebe energia?

Ele pula pra um nível mais externo da eletrosfera (fica excitado).

Ainda de acordo com Bohr, o que um elétron excitado faz?

Ele pula de volta pra seu nível de origem, emitindo energia na forma de radiação.

Essa radiação emitida, no caso do sódio, tem comprimento de onda na faixa da luz visível, bem ali no amarelo.

Pelo que a gente falou sobre espectros, sabemos que eles são tipo a digital de um átomo. Então os átomos de sódio sempre vão emitir radiações nos mesmos comprimentos de onda.

Por isso a cor observada ao colocar o sódio na chama é sempre a mesma: amarela.

Resposta

Exercício Resolvido #8

UFRRJ – Lista de Exercícios de Química Geral. Estrutura Atômica.

Explique como os astrônomos são capazes de dizer quis elementos estão presentes em estrelas distantes simplesmente analisando o espectro eletromagnético emitido por essas estrelas.

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Passo 1

Vamos supor que você é um átomo numa estrela super quente e incandescente. O que você acha que aconteceria com seus elétrons nessa situação?

Os elétrons absorveriam energia e ficariam excitados!!!

E como todo bom elétron excitado, seus elétrons emitiriam energia pra voltar pro estado fundamental.

E iriam absorver mais energia, e ficariam excitados de novo, e emitiriam energia mais uma vez, e voltariam ao estado fundamental...e de novo, e de novo, e de novo.

Essa energia emitida pelos elétrons na forma de radiação pode ser registrada num espectro de emissão.

Mas lembra que cada elemento possui um espectro único, tipo uma digital?

Então, ao ver o espectro eletromagnético emitido por uma estrela, é possível saber quais os átomos presentes nela, pois só determinados átomos emitem naqueles exatos comprimentos de onda.

O espectro eletromagnético atômico é uma forma de identificação dos elementos!

Resposta

Exercício Resolvido #9

UFG – Lista de Exercícios de Química Geral. Prof. Hélen Cristine de Rezende.

O modelo de Bohr propunha um átomo com núcleo que concentrava a massa, elétrons girando circulares em torno do núcleo e níveis energéticos permitidos aos elétrons, entre outras características. Quais das características citadas ainda hoje são aceitas?

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Passo 1

Primeira característica: Massa atômica concentrada no núcleo.

O modelo atômico atual concorda com o modelo de Bohr nesse aspecto. Prótons e nêutrons, responsáveis pela maior parte da massa do átomo ficam localizados no núcleo do átomo.

Passo 2

Segunda característica: Elétrons girando circulares em torno do núcleo.

Essa característica já não é mais aceita.

O modelo atômico atual considera a característica dual onda-partícula do elétron.

A trajetória é um conceito particular que se perde um pouco na visão quântica do elétron.

Considerando o aspecto ondular do elétron, não faz sentido dizer que ele está girando ao redor do núcleo. Não faz sentido, nem mesmo, perguntar onde exatamente o elétron está. Hoje, o estudo quanto a posição do elétron na eletrosfera se detém a determinar qual a parcela de espaço onde a probabilidade de encontrar o elétron é maximizada.

Passo 3

Terceira característica: níveis energéticos permitidos aos elétrons.

Essa característica ainda é aceita.

Com o estudo do efeito fotoelétrico à quantificação da energia, o modelo atômico atual concorda que os elétrons apresentam níveis energéticos bem determinados e que podem ter este estado energético alterado pela absorção ou emissão de energia também quantizada, mudando de nível.

O interessante é que, quanto Bohr afirmou isso sem provar nada, através de postulados, hoje em dia, essa característica é cientificamente provada.

Resposta

Exercício Resolvido #10

UFRRJ – Lista de Exercícios de Química Geral. Estrutura Atômica. Modificada.

Descreva brevemente o modelo de Bohr. Como este modelo difere da física clássica?

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Passo 1

Vamos lá.

Pelo modelo de Bohr os prótons (carga positiva) e nêutrons (carga neutra) ficam no núcleo do átomo.

Ao redor do núcleo temos a eletrosfera, onde ficam os elétrons (carga negativa).

Esses elétrons giram ao redor do núcleo em órbitas. À cada órbita corresponde um nível de energia bem definido. Logo, o elétron não pode girar em qualquer órbita (qualquer distância em relação ao núcleo). Apenas determinados níveis de energia, e assim determinadas órbitas, são permitidas.

A absorção de energia faz com que o elétron “pule” para uma órbita mais energética.

A emissão de energia faz com que o elétron ”pule” para uma órbita menos energética.

Passo 2

O grande problema do modelo de Bohr para a física clássica é que, segundo ela, toda a partícula carregada (como o elétron), quando acelerada, causa a emissão de uma onda eletromagnética.

E como Bohr previa um movimento circular do elétron, existe aí o papel da aceleração centrípeta. Logo, o elétron de Bohr é uma partícula carregada sob aceleração, e deveria emitir energia.

Se o elétron emitisse energia na forma de ondas eletromagnéticas, ele deveria perder energia potencial e cinética, orbitando cada vez mais devagar e mais perto do núcleo.

O modelo de Bohr difere da física clássica, então, ao prever uma partícula carregada girando sem perder energia (num estado estacionário).

Resposta

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