Parceria entre professor e centro de ciências...

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1 Parceria entre professor e centro de ciências...
UNIVERSIDADE DE SÃO PAULO Observatório Dietrich Schiel Parceria entre professor e centro de ciências... Encontros III - Temas 4 e 6 Pedro Donizete Colombo Junior André Luiz Silva Especialista em Ensino de Astronomia – Observatório, USP. Angélica Cristina Porra

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3 Espectroscopia... Espectro
De maneira geral, consiste no estudo da radiação eletromagnética emitida ou absorvida por um corpo. Espectro É a relação da intensidade de radiação transmitida, absorvida ou refletida em função do comprimento de onda ou frequência da radiação.

4 Exemplo de espectro: Nosso arco-íris
O arco-íris é o espectro da luz do sol no visível, que é formado pela decomposição da luz através da refração (semelhante ao que ocorre num prisma, porém são as gotículas de água no ar que refratam a luz)

5 Alguns personagens.... Johann Ritter - descobre a radiação ultravioleta William Hyde Wollaston Isaac Newton - decomposição da luz solar em um prisma Friedrich Herschel - descobre a radiação infravermelha O espectro solar continha 07 linhas negras 574 linhas entre a linha B (no vermelho) e a linha H (no violeta).

6 Gustav Kirchhoff e Robert Bunsen
O instrumento O espectroscópio foi primeiramente utilizado em 1859 pelo físico alemão Gustav Kirchhoff ( ) em parceria com o químico alemão Robert Bunsen ( ). A parceria surgiu pela soma dos conhecimentos Kirchhoff sugeriu que um elemento químico puro ao ser queimado emite uma radiação com cor bem característica (Teste da Chama). Lítio Sódio Cobre Bunsen conseguiu inventar um queimador de gás metano (CH4) com controle da entrada de ar e cuja cor não interferia no resultado Gustav Kirchhoff e Robert Bunsen 6

7 Descobrem novos elementos químicos (Césio, Rubídio)
O instrumento O espectroscópio em si foi projetado com o seguinte princípio de funcionamento: A luz que vinha da chama do elemento químico queimado passava por um colimador, ou seja, a luz ficava com uma única direção. Depois ela atravessava o prisma, sendo refratada, ou seja, dividida no espectro, e observada com um telescópio. Descobrem novos elementos químicos (Césio, Rubídio) 7

8 Cloreto de cobre (I), CuCl
Sulfato de manganês monohidratado, MnSO4.H2O Nitrato de chumbo (II), Pb(NO3)2 Cloreto de bário dihidratado, BaCl2.2H2O

9 Se a luz dessas chamas incidir sobre um prisma, será obtido um espectro descontínuo, ou seja, serão observadas apenas algumas linhas luminosas coloridas intercaladas por regiões sem luz. Para cada elemento, teremos um espectro diferente. A cor da chama é característica do elemento e permite uma primeira identificação. No entanto, essa identificação só fica completa com a análise do espectro dessa chama (comparar o espectro obtido com os espectros de referência).

10 Análise espectral Leis de Kirchhoff - Espectroscopia -
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11 Análise espectral Um corpo opaco quente, sólido, líquido ou gasoso, emite um espectro contínuo. discreto Um gás transparente produz um espectro de linhas brilhantes (emissão). O número e a posição destas linhas dependem dos elementos químicos presentes no gás. Se um espectro contínuo passar por um gás à temperatura mais baixa, o gás frio causa a presença de linhas escuras (absorção). O número e a posição destas linhas dependem dos elementos químicos presentes no gás. 11

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13 Modelos atômicos RUTHERFORD DANTON THOMPSON BOHR ATUAL

14 Modelo atômico de Bohr.. Fundamentado na teoria dos quanta e sustentado experimentalmente com base na espectroscopia. Distribuição eletrônica em níveis de energia. Quando um elétron do átomo recebe energia (pacotes), ele salta para outro nível de maior energia. Quando o elétron volta para o seu nível de energia primitivo, cede à energia anteriormente recebida sob forma de uma onda eletromagnética (pacotes relativos = <).

15 Velódromo: o ciclista pode ocupar qualquer parte da pista.
Neste modelo, os elétrons giram ao redor do núcleo, podendo ocupar qualquer órbita existente. Velódromo: o ciclista pode ocupar qualquer parte da pista. Estado estacionários de energia Algumas órbitas são “proibidas” para os elétrons. Como em um ginásio poliesportivo, onde você não pode sentar-se entre um degrau e outro. E só pode “mudar” de lugar pulando números inteiros de degraus (um ou mais).

16 Modelo Atômico de Bohr O elétron pode se mover em determinadas órbitas sem irradiar. Essas órbitas estáveis são denominadas estados estacionários, nas quais não perde energia por radiação . As órbitas estacionárias são aquelas nas quais o momento angular do elétron em torno do núcleo é igual a um múltiplo inteiro de Apenas algumas órbitas são possíveis (função de n2).

17 O menor nível de energia do hidrogênio (n = 1) é cerca de -13.6 eV.
Relaciona a frequência da radiação às energias dos estados estacionários. Se Ei e Ef são as energias inicial e final do átomo, a frequência da radiação emitida durante uma transição é dada por: Os valores da energia nestas órbitas seriam: O menor nível de energia do hidrogênio (n = 1) é cerca de eV. 

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20 Cada transição implica numa emissão com frequência diferente.
Devido aos diferentes níveis de energia, há possibilidades de diferentes transições. Assim, o elétron pode saltar de n = 3 direto para n = 1, ou ir de n = 3 para n = 2 e depois de n = 2 para n = 1. n = 4 n = 3 n = 2 Cada transição implica numa emissão com frequência diferente. Isso explica o surgimento das linhas no espectro discreto dos elementos. Note que cada transição corresponde a uma cor no espectro abaixo.

21 Os átomos existentes no Sol através de seu espectro
Descobrir a presença de um elemento, Medir sua quantidade Presença: descobrindo uma ou várias linhas de absorção ou emissão I  Hidrogênio: linhas características

22 Mas dá para saber a quantidade?
Quanto mais intensa e mais escura a linha de absorção, maior a quantidade I  22

23 A temperatura na superfície solar
 Temperatura Superficial do Sol é K Com essa temperatura é impossível fundir hidrogênio

24 Observação do Espectro Solar
G - Ferro F – Hidrogênio (β) A e B – Bandas de Oxigênio Molecular H e K - Cálcio E - Ferro D1 e D2 - Sódio C – Hidrogênio (α) 24

25 O que mais podemos tirar das linhas espectrais

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27 O que mais podemos tirar das linhas espectrais
Efeito Doppler O comprimento de onda de uma linha espectral, é afetado pelo movimento relativo entre a fonte e o observador

28 Red-shift e Blue-Shift
Armand Fizeau - objetos se afastando em alta velocidade causam o deslocamento das linhas espectrais para o vermelho (“red- shift”) Red-shift e Blue-Shift Edwin Hubble - comprova a expansão do Universo 28

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30 O que mais podemos tirar das linhas espectrais
Efeito Doppler Térmico Movimentos aleatório das partículas do gás (por causa da agitação térmica): Algumas se aproximam, outras se afastam do observador. Gás com partículas de massa m a uma temperatura T: Alargamento Doppler da linha:

31 O que mais podemos tirar das linhas espectrais
Efeito Zeemam Quando um átomo se desloca sob a ação de um campo magnético, cada nível atômico de energia se divide em três ou mais subníveis: Caso as separações entre subníveis sejam tão pequenas que não as pode distinguir nos espectros, então vemos somente uma linha espectral alargada.

32 Voltando ao modelo de Bohr... Limitações...
Embora explicasse adequadamente como os espectros atômicos funcionavam, havia alguns problemas que ainda incomodavam os físicos e químicos: Por que os elétrons ficariam confinados apenas em níveis específicos de energia? Por que os elétrons não emitiam luz o tempo todo? (os elétrons por mudarem de direção em suas órbitas circulares (aceleravam), eles deveriam emitir luz). O modelo conseguia explicar muito bem os espectros de átomos com um elétron na camada mais externa, mas não era muito bom para os que tinham mais de um elétron nessa camada.

33 Limitações do modelo de Bohr
Louis de Broglie sugeriu que os elétrons podiam agir como partículas e ondas. Assim, as ondas produzidas por um elétron confinado em sua órbita ao redor do núcleo definem uma onda estacionária, com λ, E e f específicas (os níveis de energia de Bohr). Werner Heisenberg sugeriu não ser possível saber com exatidão o momento e a posição de um elétron no átomo, o que chamou de princípio da incerteza (mesmo se um elétron viajasse como uma onda não seria possível localizar a posição exata deste elétron dentro dessa onda). Erwin Schrodinger criou uma série de equações (chamadas de funções de onda) para os elétrons. Para Schrodinger, os elétrons confinados em suas órbitas definiriam ondas estacionárias e se poderia descrever somente a probabilidade de onde um elétron estaria.

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36 Construindo um espectroscópio amador