1.2.3 Espetro do

átomo de hidrogénio

Baseado na apresentação de

1.2.3 Espetro do átomo de hidrogénio

Espetro do átomo de hidrogénio

O espetro atómico do hidrogénio pode ser interpretado com base no

modelo atómico de Bohr.

Espetro de emissão do hidrogénio na zona do visível

1.2.3 Espetro do átomo de hidrogénio

Espetro do átomo de hidrogénio

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.

1.2.3 Espetro do átomo de hidrogénio

Neste processo de libertação da energia, os átomos emitem luz cuja

frequência depende das transições eletrónicas.

n = 1

n = 2

n = 3

n = 4

n = 5 n = 6

n = ∞

−𝟐, 𝟏𝟕 × 𝟏𝟎−𝟏𝟖

−𝟎, 𝟓𝟒 × 𝟏𝟎−𝟏𝟖

−𝟎, 𝟐𝟒 × 𝟏𝟎−𝟏𝟖

−𝟎, 𝟏𝟒 × 𝟏𝟎−𝟏𝟖 −𝟎, 𝟎𝟗 × 𝟏𝟎−𝟏𝟖

Espetro do átomo de hidrogénio

Níveis de energia (E / J)

1.2.3 Espetro do átomo de hidrogénio

Níveis de energia (E / J)

Uma radiação com

energia bem definida.

Uma risca no espetro

atómico de emissão.

A cada transição corresponde:

Espetro do átomo de hidrogénio

n = 1

n = 2

n = 3

n = 4

n = 5 n = 6

n = ∞

−𝟐, 𝟏𝟕 × 𝟏𝟎−𝟏𝟖

−𝟎, 𝟓𝟒 × 𝟏𝟎−𝟏𝟖

−𝟎, 𝟐𝟒 × 𝟏𝟎−𝟏𝟖

−𝟎, 𝟏𝟒 × 𝟏𝟎−𝟏𝟖 −𝟎, 𝟎𝟗 × 𝟏𝟎−𝟏𝟖

1.2.3 Espetro do átomo de hidrogénio

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A energia de um nível eletrónico é

sempre negativa, sendo nula

quando o eletrão deixa de estar sob

influência do núcleo, isto é, quando

o átomo fica ionizado. Quanto

menor for o nível, menor é a sua

energia.

Espetro do átomo de hidrogénio

Níveis de energia (E / J)

n = 1

n = 2

n = 3

n = 4 n = 5

−𝟐, 𝟏𝟕 × 𝟏𝟎−𝟏𝟖

−𝟎, 𝟓𝟒 × 𝟏𝟎−𝟏𝟖

−𝟎, 𝟐𝟒 × 𝟏𝟎−𝟏𝟖

−𝟎, 𝟏𝟒 × 𝟏𝟎−𝟏𝟖 −𝟎, 𝟎𝟗 × 𝟏𝟎−𝟏𝟖

n = ∞

1.2.3 Espetro do átomo de hidrogénio

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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.

Espetro do átomo de hidrogénio

Níveis de energia (E / J)

n = 1

n = 2

n = 3

n = 4

Transição menos energética (IV)

Transição mais energética (UV)

1.2.3 Espetro do átomo de hidrogénio

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Por desexcitação eletrónica, um átomo de hidrogénio pode

emitir:

• luz infravermelha.

• luz visível

• luz ultravioleta

Infravermelho Ultravioleta Visível

Espetro do átomo de hidrogénio

1.2.3 Espetro do átomo de hidrogénio

Transições para níveis de energia inferiores num átomo de

hidrogénio excitado

Espetro do átomo de hidrogénio

n = 1

n = 2

n = 3

n = 4

n = 5 n = 6 n = ∞

Estado fundamental

Paschen (IV)

Balmer (Visível)

Lyman (UV)

Níveis de energia (E / J)

1.2.3 Espetro do átomo de hidrogénio

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As riscas que aparecem no espetro atómico do hidrogénio

agrupam-se nas chamadas séries espetrais.

Nome Transição Luz emitida

Série de Lyman para n = 1

Ultravioleta

Série de Balmer de n ≥ 3 para n = 2 Visível

Série de Paschen

de n ≥ 4 para n = 3 Infravermelha

Espetro do átomo de hidrogénio

1.2.3 Espetro do átomo de hidrogénio

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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.

Espetro do átomo de hidrogénio

Infravermelho Ultravioleta Visível

E

1.2.3 Espetro do átomo de hidrogénio

12

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.

Espetro do átomo de hidrogénio

Infravermelho Ultravioleta Visível

E