relatorio

O espectro da radiação elétromagnética

Espectroscopia: “decomposição” dos comprimentos de onda que compõem uma certa radiação eletromagnética.
Por ex. Quando eletricidade passa através de H2, ou o gás é aquecido a altas temperaturas, emite luz. Essa luz atravessando um prisma é decomposta e podem se observar os comprimentos de onda que a compõem.
No espectro do hidrogênio há várias linhas de emissão.
Algumas delas obedecem à equação (série de Balmer):

 é o comprimento de onda n é inteiro maior que 3
R = 1,097x10-2 nm-1 (cte de Rydberg)
Outras séries incluem Lyman e Paschen, que se diferenciam uma da outra pelo número que aparece elevado ao quadrado na primeira fração do parênteses.

As equações para diferentes séries podem ser combinadas em uma única equação (equação de Rydberg): n2 > n1
Substituindo-se adequadamente n1 e n2 pode-se obter os  de todas as séries do espectro do hidrogênio.
Série de Lyman n1 = 1 n2 = 2,3,4,...
Série de Balmer n1 = 2 n2 = 3,4,5,...
Série de Paschen n1 = 3 n2 = 4,5,6,...
Como explicar esta verificação?

No inicio do séc. XX Planck e Einstein tinham proposto uma teoria segundo a qual a luz (radiação eletromagn.) seria composta de partículas a que chamaram fótons.

A energia do fóton estaria relacionada com a frequência da radiação eletromagnética pela equação:

Ef = h

h = cte de Planck = 6,63 x 10-34 J.s
 = frequencia da luz

como c = 
Ef =

Lançando mão destas idéias, Niels Bohr propôs um modelo para o átomo que permitia explicar o espectro verificado na luz gerada pelo gás hidrogênio.
O átomo de Bohr

- ao elétron num átomo são permitidas certas “órbitas”, ditas estacionárias, nas quais o elétron possui uma determinada energia fixa (quantizada). Quando o elétron se encontra numa destas órbitas, não irradia energia (isto contraria o eletromagnetismo clássico) o átomo está normalmente no estado fundamental (todos os e- estão no nível de energia mais baixo