Física Moderna (I)

Física Moderna (II)

Modêlos Atômicos

Átomo de Hidrogênio

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Radioatividade

Cosmologia

Física Moderna : Teoria Atômica


Introdução

A Física Clássica tem o seu apogeu com as teorias da Mecânica,do Eletromagnetismo, da Termodinâmica e Física Estatística, aplicadas aos fenômenos da Natureza, descrevendo-os e explicando-os dentro dos limites do conhecimento. Entretanto, ainda existiam alguma pequenas discrepâncias que não tinham uma explicação pormenorizada, tais como a "catástrofe do ultravioleta", a emissão de elétrons de um metal quando iluminado com luz ultravioleta, os raios catódicos, o movimento browniano, a existência de espectros discretos de átomos excitados....

A primeira grande discrepância entre a Física Clássica como então conhecida e a atual Física Moderna, é devida à teoria da Relatividade de Einstein ( 1905 e 1916 ) que contesta o absolutismo do espaço e do tempo, mostrando a dilatação temporal e a contração espacial. No bojo das transformações de conceituações anteriores pela Mecânica e Eletromagnetismo clássicos, surge a quantização da matéria e da energia, bem como a dualidade onda-partícula na Física Moderna : os elétrons, partículas, são difratados, e a luz, uma onda eletromagnética, pode ser vista como uma partícula de energia, o fóton!


Os Espectros Atômicos

Do ponto de vista experimental, fazendo-se passar a luz vinda do Sol, ou a luz de uma lâmpada elétrica de filamento, através de um prisma, temos a decomposião da luz em um espectro contínuo : todas as cores em suas graduações. Por outro lado, se passarmos a luz vinda de uma descarga elétrica através de um gás por um prisma, a radiação eletromagnética se decompõe em um espectro de raias ( linhas espectrais ).

Na dispersão, a refração da OEM depende do comprimento de onda, o seno do ângulo de refração é inversamente proporcional ao comprimento de onda, de modo que a luz violeta, com menor comprimento de onda, é a que sofre maior desvio, e a luz vermelha de maior comprimento de onda, sofre menor desvio. O índice de refração aumenta com a diminuição do comprimento de onda.


O Espectro do Hidrogênio

É o mais simples dos átomos, constituído por um único próton em torno do qual está a distribuição eletrônica de um único elétron. O espectro do gás é discreto e constituído de várias raias espectrais na região do visível, ultravioleta e infravermelho. São as séries espectrais, das quais a mais famosa é a série de Balmer. Estas séries tem caracter matemático.

A série de Balmer, na região do visível, é convergente, para o limite l = 364,6 nm. O têrmo geral da série foi proposto por Balmer em 1885 :

   para n=3,4,5,...

A expressão geral pode ser escrita como :

     n=3,4,5,...

Na expressão, R, é definida como a constante de Rydberg, variando conforme o átomo considerado. Tem-se para n=1, a série de Lyman no ultravioleta; para n = 3, no infravermelho, a série de Paschen

A discretitude das raias espectrais e o caracter matemático das séries, conduz a introdução de conceitos que estão associados à quantização da matéria e energia. Conceitos que remontam a história dos primeiros filósofos gregos, sobre a concepção atomística da matéria.

Modelos Atômicos.


O conhecimento do espectro atômico experimental do gás de Hidrogênio, associado às novas conceituações da Física Moderna, conduziu à proposta de formulação de modelos atômicos, cujos resultados teóricos pudessem explicar os espectros atômicos conhecidos.

O Modelo de J. J. Thompsom.

O conhecimento da neutralidade da matéria, fazendo com que o número de cargas positivas, seja igual ao número de cargas negativas, levou Thompsom a propor o modelo do "pudim de ameixa" para o átomo.

Thomson, propôs um modelo para a estrutura do átomo, na qual os elétrons, carregados negativamente, estavam localizados no interior de uma distribuição uniforme de cargas positivas. Como a teoria eletromagnética previa que um corpo carregado acelerado, tal qual um elétron vibrando, emitia radiação eletromagnética, foi possível entender-se, qualitativamente, a emissão de radiação dos átomos excitados, com base no modelo de Thomson.

Entretanto, tal modelo não resistiu ao teste experimental de Rutherford e seus colaboradores, que investigando a estrutura do átomo bombardearam um anteparo de sulfeto de zinco com partículas a, observando que a maioria das partículas ou não eram defletidas, ou sofriam um pequeno espalhamento. Observou-se também que algumas das partículas a sofriam espalhamento de 900 ou mais.

Este resultado experimental levou Rutherford e colaboradores, a conclusão de que isto se explicaria pela colisão das partculas a com "alguma coisa mais massiva", limitada a um volume menor que o volume atômico.

O Modelo Atômico de Rutherford

Então ele sugere que a estrutura do átomo seja tal que, todas as cargas positivas do átomo, e portanto toda a sua massa, estejam concentradas em uma pequena região do átomo, denominando-a "núcleo". Deste modo o átomo passa a ser descrito como "um núcleo, carregado positivamente, em torno do qual a carga eletrônica se distribui", de modo a manter a neutralidade do átomo.

Para o átomo de hidrogênio no modelo de Rutherford, o movimento orbital do elétron em torno do núcleo, é mantido pela atração eletrostática coulombiana. Isto, entretanto, é eletricamente instável, visto que o elétron é continuamente acelerado em direção ao centro, e pela teoria eletromagnética, a energia é perdida para a radiação, de modo que a órbita do elétron diminui cada vez mais, até que haja o colapso do átomo. É a falha do modelo de Rutherford.

O Modelo Atômico de Niels Bohr.

O modelo atômico de Bohr se baseia na experiência que explicava as linha espectrais do elemento Hidrogênio, que constituíam uma série de comprimentos de onda específicos, que eram descritos por uma série matemática simples, aquela devido a Johann Balmer.
Seus postulados são :

1 - Um elétron em órbita circular em torno do núcleo num átomo, está sob a influência da atração coulombiana entre o elétron e o núclo, obedecendo as leis da mecânica clássica.

2 - Ao invés das múltiplas órbitas possíveis classicamente, é possível somente o movimento numa órbita para a qual o seu momentum angular L seja um múltiplo inteiro da constante de Planck, divida por 2p

3 - Apesar de estar em movimento acelerado em sua órbita circular, o elétron não irradia energia eletromágnética, sua energia total permanece constante.

4 - A radiação eletromagnética é emitida se o elétron, inicialmente movendo-se em uma órbita de energia Ei, muda descontinuamente para uma órbita de energia total Ef. A frequência n é igual à diferença de energia dividida pela constante de Planck, h.

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