Saltos Quânticos PDF

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Trabalho sobre saltos quânticos...

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UNIVERSIDADE DE CAXIAS DO SUL LUCAS LAIKOWSKI

SALTOS QUÂNTICOS

BENTO GONÇALVES 2012

1 INTRODUÇÃO Segundo a definição de Ricardo Feltre, átomo é toda e qualquer matéria formada por minúsculas partículas indivisíveis. No entanto, foi somente em 1803 que o cientista inglês John Dalton, com base em inúmeras experiências, conseguiu provar cientificamente a ideia de átomo. Surgiu então a teoria atômica clássica da matéria. De acordo com Feltre, o cientista Thomson propôs, em 1904, um novo modelo de átomo, formado por uma "pasta" positiva "recheada" por elétrons de carga negativa (por isso também chamado “pudim de passas”), o que garantia a carga elétrica neutra do modelo atômico. Em alinhamento com o livro de Feltre, em 1911, o cientista Rutherford fez uma experiência muito importante, que veio alterar e melhorar profundamente a visão do modelo atômico. Resumidamente, a experiência consistiu no seguinte: um pedaço de metal que emitia partículas alfa (positivas) que atravessava uma lâmina finíssima de ouro. Rutherford observou que a maioria das partículas alfa atravessa a lâmina de ouro como se fosse uma peneira; apenas algumas partículas desviavam ou até mesmo retrocediam. Rutherford imaginou então que ao redor do núcleo positivo estariam a girar partículas muito menores (que não atrapalham a passagem das partículas alfa), com carga elétrica negativa (para contrabalançar a carga positiva do núcleo), e que foram denominadas elétrons. Em resumo, o átomo seria semelhante ao Sistema Solar: o núcleo representaria o Sol e os elétrons seriam os planetas, girando em órbitas circulares e formando a chamada eletrosfera (modelo atômico chamado, por isso, de modelo planetário). Sobre a definição de Ricardo Feltre, em 1913, o cientista Bohr reuniu algumas observações, experiências e teorias. Enquanto o elétron estiver girando na mesma órbita, ele não emite nem absorve energia, ao saltar de uma órbita para outra, o elétron emite ou absorve uma quantidade bem definida de energia (denominada quantum de energia). Assim, ao transitar de uma órbita mais externa para outra mais interna, o elétron emite um quantum de energia, na forma de luz de cor bem definida ou outra radiação eletromagnética, como ultravioleta ou infravermelha.

2 MATERIAL E MÉTODO

a) Material: Alças metálicas, soluções de sais. b) Procedimento experimental: Utilizando a alça metálica, leve à chama uma gota da solução. Observe a coloração.

Tabela 1 – Tabela de cores emitidas pelos diferentes elementos sob ação de uma fonte de energia. Elemento

Cor

Lítio

Vermelho carmim

Sódio

Amarelo

Potássio

Violeta

Cálcio

Laranja

Estrôncio

Vermelho

Bário

Verde

Cobre

Azul

Chumbo

Azul claro

Fonte: instruções para relatório Disciplina Química Básica

3 SALTOS QUÂNTICOS

A partir dos conceitos de Theodore L. Brown (2005, Pg. 32) com a evolução dos modelos atômicos, ocorreram várias mudanças no conceito da estrutura de um átomo. O criador da primeira teoria atômica foi John Dalton, aonde seu modelo foi denominado como bola de bilhar, devido sua teoria, de que o átomo era uma minúscula esfera maciça, impenetrável, indestrutível, indivisível e sem carga. Segundo Theodore L. Brown (2005 , Pg. 35) a teoria sussessora foi a de Joseph John Thomson, que estava investigando os raios que são emetidos quando uma alta diferença de potencial é aplicada entre dois eletrodos em um tubo de vidro sob vácuo. Ele mostrou que esses raios eram feixes das partículas carregadas negativamente, aonde estas particulas foram chamadas de elétrons. Os átomos como um todo têm carga zero, e para representar seu modelo atômico, Thomson sugeriu um modelo de átomo como uma bolha positivamente carregada, de material gelatinoso, com elétrons suspensos nela, como um pudim de passas. De acordo com Theodore L. Brown (2005, Pg. 35), após esta teoria, surgiu Ernest Rutherford que explicou que os átomos não têm bolhas de geléia positivamente carregadas com os elétrons suspensos como passas em um pudim, mas sim um modelo de átomo no qual há uma densa carga positiva centrada em um grande volume de espaço vazio, aonde esta região ficou conhecida como núcleo atômico. Em alinhamento com a definição de Paul G. Hewitt (2002, Pg. 545) o modelo atômico de Niels Bohr aplicava a teoria quântica ao átomo nuclear de Rutherford e formulou o modelo planetário do átomo, aonde ele considerava que os elétrons “ocupassem” estados “estacionários” (de energia fixa, e não posição fixa) a diferentes distâncias do núcleo, e que os elétrons pudessem realizar “saltos quânticos” de um estado de energia para outro. Ele considerou que a luz é emitida quando ocorre um desses saltos quânticos. Bohr estabeleceu que um elétron não irradia luz enquanto está acelerado em torno do núcleo numa órbita simples, mas que a irradiação acontece apenas quando o elétron salta de um nível de energia mais alto para um mais baixo. A cor vista depende do salto realizado. Portanto, a

quantização da energia luminosa equivale simplesmente à quantização da energia do elétron.

Tabela 1 - Cores emitidas pelos diferentes elementos sob ação de uma fonte de energia. Substância

Cloreto

Cor

Elemento

Λ(comprimento

observada

químico

onda)

Potássio

420x10⁹ X 7,1x10¹⁴

2,982x10⁸

de Violeta

de V(m/s)

potássio Cloreto de cobre

Azul

Cobre

470x10⁹ X 6,4x10¹⁴

3,008x10⁸

Cloreto de bário

Verde

Bário

530x10⁹ X 5,7x10¹⁴

3,021x10⁸

Cloreto de sódio

Amarelo

Sódio

580x10⁹ X 5,2x10¹⁴

3,016x10⁸

Cloreto de cálcio

Laranja

Cálcio

620x10⁹ X 4,8x10¹⁴

2,976x10⁸

Estrôncio

700x10⁹ X 4,3x10¹⁴

3,010x10⁸

Cloreto

de Vermelha

estrôncio Fonte: instruções para relatório Disciplina Química Básica.

Para todas as cores, o produto do comprimento de onda pela frequência é constante. Para cada elemento tem mudança na cor observada. Sobre a definição de Peter Atkins (2001, Pg. 136), um raio de radiação eletromagnética consiste de campos elétrico e magnético oscilando que atravessam o espaço vazio a velocidade da luz. A luz visível é uma forma de radiação eletromagnética, como são as ondas de rádio, microondas e raios X. Um campo elétrico empurra partículas carregadas como os elétrons. Quando um raio de luz encontra um elétron, seu campo elétrico empurra o elétron primeiro em uma direção, depois na direção oposta, e assim sucessivamente. O número de ciclos (reversões completas de direção e volta à intensidade e direção iniciais) por segundo é chamada de frequência, a radiação. A frequência da radiação eletromagnética afeta sua aplicação. A luz visível, microondas e ondas de rádio têm intervalos de frequência diferentes e característicos, e a frequência da luz visível determina a sua cor. Nossos olhos detectam diferentes cores porque eles respondem de diferentes maneiras a luz de diferentes frequências.

Segundo Peter Atkins (2001, Pg. 136), a onda é caracterizada pela amplitude que é a altura da onda acima da linha central. Ela determina a intensidade, ou brilho, da radiação. Já o comprimento de onda é a distância de pico a pico. A radiação ultravioleta é a radiação de frequência mais alta que a luz violeta. Seu comprimento de onda é menor que 400 nm. Este é o componente da radiação do Sol que causa danos e é o responsável pelas queimaduras e bronzeamento, mas é bastante diminuída pela camada de ozônio antes de atintir a superfície da Terra. A radiação infravermelha (calor), tem uma frequência mais baixa e comprimento de onda maior que a luz vermelha. Seu comprimento de onda é maior que 800 nm.

4 CONCLUSÃO

A partir dos estudos dos modelos atômicos conclui-se que o conceito de átomo foi evoluindo, e que sobre a representação do modelo de Rutherford do átomo ter um núcleo, Niels Bohr, com a aplicação do modelo planetário ao átomo, aonde ele considerava que os elétrons ocupassem estados estacionários a diferentes distâncias do núcleo, e que os elétrons pudessem realizar saltos quânticos de um estado de energia para outro. Assim, somente depois do modelo de Bohr, consegue-se ter a persepção que a cor que enxerga-se é um fator que depende do comprimento de onda e frequência, enfim, em função da velocidade de onda.

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

ATKINS, Peter. Príncipios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2001. 914 p. BROWN, Theodore L. E outros. Química: A ciência central. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. 702 p. FELTRE, Ricardo. Fundamentos da Química, São Paulo, 1990. 554 p. HEWITT, Paul G. Física Conceitual. 9ª ed., Porto Alegre: Bookman, 2002. 692 p....