Espetros Eletromagnéticos e Energia dos Fotões

A luz, também chamada de radiação eletromagnética, inclui tanto as cores que conseguimos ver como as radiações invisíveis ao olho humano. Quando a luz do Sol se dispersa (como num prisma), vemos o famoso espetro visível: vermelho, laranja, amarelo, verde, azul, anil e violeta.

Como qualquer onda, a luz possui características específicas: comprimento de onda (distância entre ciclos), frequência (número de ciclos por segundo), período (tempo para completar um ciclo) e velocidade (distância por unidade de tempo). Estas grandezas relacionam-se através da fórmula: v = λ × f.

Cada cor tem características diferentes! A luz vermelha tem menor frequência, maior comprimento de onda e menor energia. Já a luz violeta tem maior frequência, menor comprimento de onda e maior energia.

💡 Curiosidade: Embora a luz se comporte como onda em muitos fenómenos, nem tudo na luz pode ser explicado pela teoria ondulatória. Por isso os cientistas também descrevem a luz como partículas (fotões)!

Tipos de Espetros

Os espetros são como "impressões digitais" da luz que nos ajudam a identificar substâncias. Existem quatro tipos principais:

Espetros contínuos de emissão mostram um fundo totalmente colorido, como vemos em corpos incandescentes (pensa numa lâmpada de filamento). Por outro lado, os espetros contínuos de absorção apresentam um fundo preto.

Os espetros mais interessantes são os descontínuos ou de riscas. No caso de emissão, vemos um fundo preto com riscas coloridas, enquanto nos de absorção há um fundo colorido com riscas pretas. Cada risca corresponde a uma frequência específica!

O Modelo de Bohr explica estes espetros: os eletrões num átomo só podem existir em níveis específicos de energia (energia quantizada). A energia do eletrão é negativa e aumenta quanto maior for a distância ao núcleo.

🔍 Nota importante: Os espetros atómicos são sempre descontínuos, o que prova que os eletrões só podem ter certos valores específicos de energia!

Espetro do Átomo de Hidrogénio

O átomo de hidrogénio é o mais simples que existe e o seu espetro revela-nos como os eletrões se movimentam entre níveis de energia. Quando um eletrão está num nível superior ao primeiro, diz-se que está num estado excitado.

As transições eletrónicas ocorrem quando um eletrão salta entre níveis, emitindo ou absorvendo energia. Na emissão, o eletrão desce de nível e liberta energia como luz. Na absorção, absorve energia e sobe de nível. A diferença de energia é calculada por: ΔE = Eₑ - Eᵢ.

Diferentes séries de linhas espectrais são observadas no espetro do hidrogénio: série de Lyman (ultravioleta), Balmer (visível), Paschen, Brackett e Pfund (infravermelhos). Cada série corresponde a transições para um nível específico.

⚠️ Atenção! As transições eletrónicas só ocorrem se a diferença de energia corresponder exatamente à diferença entre dois níveis permitidos. A energia de cada nível é dada pela fórmula: Eₙ = -2,18×10⁻¹⁸/n² (joules), onde n é o número do nível.