1.2.3 Espetro do átomo de hidrogénio

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1 1.2.3 Espetro do átomo de hidrogénio Adaptado pelo O espetro atómico do hidrogénio pode ser interpretado com base no modelo atómico de Bohr. /nm Espetro de emissão do hidrogénio na zona do visível 1

2 Quando os átomos de hidrogénio absorvem energia, os eletrões passam para estados de energia mais elevados, são excitados. Mas os eletrões excitados têm tendência a regressar a níveis de energia mais baixos, são desexcitados. Neste processo, libertam a energia que absorveram. Níveis de energia (E / J) n = n = 6 n = 5 n = 4 0, , n = 3 0, n = 2 0, n = 1 2, Neste processo de libertação da energia, os átomos emitem luz cuja frequência depende das transições eletrónicas. 2

3 A cada transição corresponde: Níveis de energia (E / J) n = n = 6 n = 5 0, n = 4 0, n = 3 0, n = 2 0, Uma risca no espetro atómico de emissão. DE = E f -E i n = 1 2, Uma radiação com energia bem definida. A energia de um nível eletrónico é sempre negativa, sendo nula quando o eletrão deixa de estar sob influência do núcleo, isto é, quando Níveis de energia (E / J) n = n = 5 n = 4 n = 3 0, , , o átomo fica ionizado. Quanto menor for o nível, menor é a sua energia. n = 2 0, E n 2, n J n = 1 2, Expressão de Bohr para o cálculo da energia de cada nível. 6 3

4 Os átomos de hidrogénio, quando excitados, não emitem apenas luz visível mas também luz infravermelha, correspondente a transições menos energéticas, e luz ultravioleta, correspondente a transições mais energéticas. Níveis de energia (E / J) Transição menos energética (IV) n = 4 n = 3 n = 2 Transição mais energética (UV) n = 1 7 Infravermelho Visível Ultravioleta Por desexcitação eletrónica, um átomo de hidrogénio pode emitir: luz infravermelha. luz visível luz ultravioleta 8 4

5 Transições para níveis de energia inferiores num átomo de hidrogénio excitado Níveis de energia (E / J) n = n = 6 n = 5 n = 4 n = 3 Paschen (IV) Balmer (Visível) n = 2 Estado fundamental Lyman (UV) n = 1 As riscas que aparecem no espetro atómico do hidrogénio agrupam-se nas chamadas séries espetrais. Nome Transição Luz emitida Série de Lyman de n 2 para n = 1 Ultravioleta Série de Balmer de n 3 para n = 2 Visível Série de Paschen de n 4 para n = 3 Infravermelha 10 5

6 As transições da série de Lyman envolvem maior energia (emitindo por isso luz ultravioleta) do que as transições da série de Balmer, pelo que o espetro atómico do hidrogénio inclui também riscas na zona do ultravioleta. Infravermelho Visível Ultravioleta E 11 As transições da série de Paschen envolvem menor energia (luz infravermelha) do que as da série de Balmer, pelo que o espetro atómico do hidrogénio inclui também riscas na zona do infravermelho. Infravermelho Visível Ultravioleta E 12 6

7 Vejamos agora como são produzidas as linhas ou riscas espectrais? Explicação segundo o modelo de Bohr e para o átomo de hidrogénio Modelo atómico de Bohr Representação do átomo de hidrogénio segundo o modelo de Bohr Núcleo Eletrão Órbita atómica 7

8 Espectro de absorção Espectro de absorção 8

9 Espectro de emissão Espectro de emissão 9

10 As riscas espectrais devem-se à absorção e/ou emissão de energia (fotões) pelo átomo. Esta energia está associada a transições eletrónicas. Como os átomos absorvem ou emitem fotões de energia específica, então a energia dos níveis de um átomo, entre os quais ocorre uma transição eletrónica, tem um valor específico, ou seja, diz-se que a energia está quantificada ou quantizada. TPC Fazer os exercícios da página 71, que ficaram por fazer: 20 10