ELEMENTOS DO GRUPO 14 DA TABELA PERIÓDICA

ÁTOMO DE HIDROGÉNIO E ESTRUTURA ATÓMICA
DO ESPECTRO DO HIDROGÉNIO AO MODELO DE BOHR
Conteúdos:





Estados de energia quantificados para o electrão do átomo de hidrogénio
Estado fundamental e estados excitados no átomo
O modelo de Bohr
Espectro de emissão do átomo de hidrogénio



Recordar porque é que os espectros de elementos químicos são descontínuos.
- São descontínuosporque não emitem nem absorvem energias em todas as
frequências.



Concluir que a energia está quantizada e explicar com base na teoria de Planck.
-Na teoria de Planck, a energia não é absorvida nem emitida de forma contínua
mas por «pacotes» chamados quantos de energia. Ao estudar o espectro
atómico de emissão do hidrogénio e tendo em conta os estudos de Max Planck
sobre adescontinuidade da energia, Niels Bohr efectuou o seguinte raciocínio:
se só aparecem determinadas riscas no espectro, isto é, se só são emitidas pelo
átomo determinadas radiações, então, dentro do átomo, o electrão só pode ter
certas energias e não todas. Ou seja, só alguns estados de energia são
permitidos para o electrão no átomo - são os chamados estados estacionários
de energia.
A descontinuidadedas riscas espectrais está associada à descontinuidade da
energia do electrão no átomo.



Questão:
- Como será a energia do electrão no átomo?
- A energia do electrão no átomo é a soma de duas parcelas:
a energia cinética (Ec), porque ele se move em torno do núcleo;
e a energia potencial eléctrica (Ep), porque existe uma interacção entre o núcleo
de carga positiva e o electrão de carganegativa e, ainda, interacções entre os
electrões nos átomos polielectrónicos.
A parcela correspondente à energia cinética é positiva, enquanto que a parcela
correspondente à energia potencial é negativa.
No entanto, como o valor absoluto da energia potencial é maior do que o valor
da energia cinética, a soma destas duas parcelas é negativa, ou seja, a energia
do electrão dentro do átomo énegativa.
Eelectrão= Ecinética+ Epotencial
Se Ec >0; Ep Ec ⇒Ec +Ep 0 ⇒ Eradiação = ΔE
- na emissão tem-se ΔE< 0 ⇒ Eradiação = –ΔE
Note-se que a energia de uma radiação é sempre positiva podendo, então,
generalizar-se para todos os casos:
Eradiação = Enível mais elevado– Enível mais baixo



Espectro de emissão do hidrogénio



Como podemos explicar o espectro de emissão de riscasdo hidrogénio?
- Os electrões de um conjunto de átomos de hidrogénio podem transitar para
estados excitados, absorvendo energia através de vários processos. Ao
«regressarem» a estados de energia mais baixos emitem energia sob a forma

de radiação electromagnética, dando origem às riscas que se observam no
espectro.



Um estudo mais pormenorizado do espectro atómico de emissão dohidrogénio
revelou a existência de mais riscas espectrais além das visíveis. Há um conjunto
de riscas na zona do ultravioleta e outros conjuntos na zona do infravermelho.
Do estudo dessas riscas, do espectro do átomo de hidrogénio, concluiu-se que:
– as radiações ultravioletas correspondem a transições dos electrões de
estados excitados, n > 1, para o estado fundamental – nível 1.
O conjunto dessasradiações constitui a série de Lyman;
– as radiações visíveis correspondem a transições dos electrões de estados
excitados, n > 2, para o nível 2.
O conjunto dessas radiações constitui a série de Balmer;
– as radiações infravermelhas correspondem a transições dos electrões de
estados excitados, n > 3, para o nível 3, n > 4, para o nível 4, etc.

- O conjunto das radiações infravermelhas(IV) correspondentes à transição de
n > 3 para o nível 3 constitui a série de Paschen.
– o conjunto das radiações IV correspondentes às transmissões para os níveis 4
e 5, constituem, respectivamente, as séries de Brackett e Pfund.


Em resumo
Emissão de radiação:
do nível n> 1 para n= 1
Radiação UV
do nível n> 2 para n= 2
Radiação visível
do nível n> 3 para n= 3
Radiação IV
do...
tracking img