Radiação electromagnetica

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1 Radiação electromagnetica A radiação eletromagnética é uma forma de energia absorvida e emitida por partículas com carga elétrica quando aceleradas por forças. Ao nível subatómico, a radiação eletromagnética pode ser produzida também quando os átomos ou núcleos atómicos perdem energia. As ondas eletromagnéticas começaram a ser estudadas no início do sec. XIX: Herschel (1800): radiação infravermelha (IV) ao estudar a refração da luz solar; Ritter (1801): radiação ultravioleta (UV) num estudo semelhante; Maxwell ( ): desenvolve as equações de propagação das ondas eletromagnéticas e descobre que a luz é ondas electromagnéticas; Hertz (1887): desenvolve circuitos elétricos para produzir microondas e ondas rádio; Röntegen (1895): descobre os raios-x; Villard (1900): descobre os raios-γ e Bragg (1910): estabelece a sua natureza EM. Planck (1900): desenvolve uma teoria onde é postulado que os corpos emitem radiação EM em pequenos pacotes de energia (quanta). Einstein (1905): postula que esses quanta são partículas e chama-lhes fotões.

2 Radiação electromagnetica As ondas eletromagnéticas resultam da propagação de campos elétricos e magnéticos oscilantes. A velocidade de propagação das ondas eletromagnéticas no vácuo é a velocidade da luz: c= m/s. Este valor é uma constante universal, independente do referencial em que é medida. Um onda eletromagnética pode ser visualizada como as oscilação de uma onda transversal composta por dois componentes: uma elétrica e outra magnética, perpendiculares entre si. c= λ T =λ f

3 Espectro electromagnetico

4 Interação com a matéria Região do espectro Frequências Tipo de interacção Radio 3Hz 300 MHz Oscilação de electrões Microondas 300 MHz 300 GHz Oscilação de electrões, rotação molecular Infravermelho 400 GHz 400 THz Vibração molecular Visível 400 THz 750 THz Excitação dos electrões moleculares Ultravioleta 750 THz 3x10 4 THz Excitação molecular e atómica, ejeção dos eletrões de valência Raios-X 3x10 4 THz 3x10 8 THz Excitação e ejeção dos eletrões atómicos internos Raios-γ > 3x10 8 THz Criação de pares e reações nucleares

5 Cor espectro visível Cor Frequências Comprimento de onda Vermelho THz nm Laranja THz nm Amarelo THz nm Verde THz nm Ciano THz nm Azul THz nm Violeta THz nm

6 Sensação de cor A sensação de cor vai depender: Características físicas do objecto: forma, refletância, opacidade, luminescência, etc.. Receptores de luz nos olhos: na retina humana existem apenas três tipos de cones receptores de luz optimizados para as frequências de verde, azul e vermelho; Processamento pelo cérebro Do we all see the same colours? A visão humana é trichromata, mas... The women with superhuman vision

7 Joule electrão-volt A unidade de energia do S.I. (o joule) é muito grande para a escala de energias dos fenómenos atómicos e subatómicos. Por isso utiliza-se em física atómica e nuclear uma unidade de energia mais conveniente o electrão-volt (ev). Um electrão-volt é a energia cinética que um electrão adquire quando é acelerado por uma diferença de potencial de 1 V. E representa a energia cinética adquirida pelo electrão, q = x10-19 C é carga de 1 electrão Portanto: E=q ΔV 1 ev = x10-19 C x 1 V = x10-19 J

8 Efeito fotoeléctrico Hertz (1897) e outros observam que as ondas EM de frequência elevada (f > 100 THz) produzem a ejecção de electrões de metais. Essa emissão tem as propriedades seguintes: - Para cada material existia uma frequência mínima (f 0 ) para que ocorra a ejecção de electrões; - O número de electrões ejectados depende da intensidade da radiação EM. - A energia cinética dos electrões ejectados depende da frequência da radiação incidente

9 Efeito fotoeléctrico Einstein (1905) descreve a radiação EM como constituída por quanta (partículas) de energia (fotões). A energia de um fotão depende da frequência da radiação: Prémio Nobel da Física (1921) E=h f =h c λ - Para cada material existia uma frequência mínima (f 0 ) para que ocorra a ejecção de electrões; - O número de electrões ejectados depende da intensidade da radiação EM. - A energia cinética dos electrões ejectados depende da frequência da radiação incidente A constante h chama-se constante de Planck: h = x J s Ejecção só para E > E 0 E 0 =h f 0 Energia de ligação Sendo a energia dos fotões dependente da frequência, aumentando a intensidade aumento o numero de fotões E c =h f E 0

10 Modelo atomico Mendeleev (1869): Publica a 1 a tabela periódica, mostrando que certas propriedades dos elementos químicos repetem-se periodicamente; Thomson (1897): descobre os electrões em experiências com raios catódicos e conclui que estes são componentes dos átomos. Propõe a teoria de que os átomos são constituídos por electrões carregados negativamente, imersos numa distribuição de carga positiva modelo pudim de passas.

11 Modelo atomico Rutherford (1909): faz uma experiência com folhas de ouro e partículas-α (núcleos de átomos de He) e descobre que os electrões orbitam em torno de um núcleo pequeno com carga positiva modelo sistema solar;

12 Modelo atómico de Rutherford Rutherford será o primeiro cientista a transformar um elemento num outro, descobrirá o protão e teorizará o neutrão. Físico, ganhou o Prémio Nobel pela química pela descoberta que a radioactividade é uma consequência da desintegração (transformação) dos átomos. No modelo de Rutherford, os electrões (carga negativa) orbitam o núcleo atómico (carga positiva) devido à força electrostática, analogamente ao que acontece com o Sol e os planetas devido à força gravítica. Problema: a teoria que descreve o electromagnetismo (equações de Maxwell) mostra que uma carga em movimento orbital emite radiação electromagnética. Emissão de radiação electromagnética significa emissão de energia que o electrão perde. Consequentemente, perdendo energia o electrão deve cair no núcleo! O modelo leva à conclusão que todos os átomos são instáveis. A solução do problema está na base da teoria quantistica

13 Modelo atómico de Bohr Niels Bohr (prémio Nobel pela Física 1922) propõe uma solução que 1. Os eletrões atómicos orbitam o núcleo; 2. Os eletrões só podem ter certas órbitas estáveis sem irradiarem. Estas órbitas estão a distâncias fixas do núcleo atómico central e Niels Bohr têm energias bem definidas. Nestas órbitas os eletrões não perdem energia por radiação; 3. Os eletrões só podem ganhar ou perder energia quando saltam de uma órbita para outra, absorvendo ou emitindo radiação EM. A energia emitida ou absorvida é dada pela relação: Δ E=E j E i =h ν níveis de energia das orbitas frequência da radiação Tal com na teoria do efeito fotoeléctrico, a teoria de Bohr assume que a energia (das orbitas) está quantificada.

14 Níveis de energia do átomo Para um átomo de hidrogénio, a energia das orbitas é: 13.6 ev E n = n 2 Quando um eletrão salta de uma órbita para outra absorve ou perde energia: Δ E=E i E j = 13.6 ev ( 1 n i 2 1 n j 2 ) n i > n j Δ E > 0 emissão de energia n i < n j Δ E < 0 absorção de energia

15 Electrões como ondas Em 1924 Louis de Broglie (prémio Nobel pela Física 1929) propõe que os electrões comportam-se como ondas. Ele prova que a condição de quantificação proposta por Bohr para as orbitas atómicas é equivalente a descrever os eletrões como ondas estacionárias tal como as cordas de uma guitarra (com uma ponta presa à outra). n λ e = 2 π r Onde: - n é o número quântico principal (as harmónicas!), - λ e é o comprimento de onda da onda estacionária que descreve o electrão - r é o raio da órbita. A radiação electromagnética pode comportar-se como ondas (campos EM oscilantes) ou como partículas (fotões); Os electrões podem comportar-se como partículas ou como ondas.