Trabalho e Tarefa I de Quimica Fisica II

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5º Grupo 
Alberto João Semente 
Estefânio Alfredo Dias 
Eurico José Agostinho 
Francisco Américo Matabira 
Herman Gervásio Vieira Júlio 
 
 
 
 
 
 
 
Espectroscopia de Emissão e Absorção Segundo Modelo de Bohr 
(Licenciatura em Ensino de Química com Habilitações em Ensino de Biologia e Gestão de 
Laboratório) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Universidade Pedagógica de Moçambique 
Delegação de Quelimane 
2015 
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5º Grupo 
Alberto João Semente 
Estefânio Alfredo Dias 
Eurico José Agostinho 
Francisco Américo Matabira 
Herman Gervásio Vieira Júlio 
 
 
 
 
 
Espectroscopia de Emissão e Absorção Segundo Modelo de Bohr 
(Licenciatura em Ensino de Química com Habilitações em Ensino de Biologia e Gestão de 
Laboratório) 
 
 
 
 
 Trabalho de Carácter Avaliativo a ser 
 Entregue no DCNM, na cadeira de QF II, 
 leccionada por: 
 MSC. Lúcio Jasse 
 
 
 
 
 
Universidade Pedagógica de Moçambique 
Delegação de Quelimane 
2015 
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Índice 
Conteúdos: Pág. 
Introdução ..................................................................................................................................... 4 
Espectroscopia de Emissão e Absorção Segundo Modelo de Bohr ................................................. 5 
Modelo Atómico de Bohr .............................................................................................................. 6 
Tarefa ........................................................................................................................................... 10 
Diagrama de Conceitos ................................................................................................................. 10 
Espectro Atómico ou de Linhas Isoladas ....................................................................................... 11 
Espectro Iónico ............................................................................................................................. 12 
Espectro de Bandas ....................................................................................................................... 12 
Quadro ou tabela resumo de comparação dos espectros ................................................................. 15 
Projecto para Demonstração de Espectros Atómicos...................................................................... 16 
Conclusão .................................................................................................................... 19 
Referencia Bibliográfica................................................................................................................ 20 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Introdução 
O presente trabalho da cadeira de Química Física II, visa fazer uma abordagem sobre a 
espectroscopia de emissão e de absorção segundo o modelo atómico de Niels Bohr, cingindo-se 
mais na descrição do espectro contínuo, atómico ou de linhas isoladas, iónico e de bandas. 
Contudo, o grupo irá fazer uma mera representação dos espectros e suas possíveis diferenças por 
meio de uma tabela resumo na parte que diz respeito as tarefas a serem executadas pelo grupo. 
 
Hoje se sabe que os átomos são compostos por um núcleo pesado e positivo situado no seu 
centro e electrões negativos, leves e distribuídos ao redor do núcleo. Os electrões não podem ter 
quantidades de energia quaisquer, mas estão obrigados a ficarem em níveis bem definidos. Desta 
forma, uma dada substância possui níveis de energia que são permitidos e outros que são 
proibidos. A radiação emitida por uma substância depende a nível atómico, entre outros factores, 
da transição dos electrões de um estado energético a outro. Como estes estados dependem da 
configuração de cada substância, a emissão é diferente para cada material. O conjunto da 
radiação emitida é chamado de espectro de emissão da substância e pode ser usado para 
caracterizar e determinar a composição da mesma. Esta maneira de identificar elementos é usada, 
por exemplo, para determinar a composição do Sol e das estrelas. Todavia, por meio deste 
trabalho pretende-se saber de que forma o avanço da espectroscopia contribui para a ciência e 
seus estudos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Espectroscopia de Emissão e Absorção Segundo Modelo de Bohr 
De acordo com JÚNIOR (2002: 05), Newton em 1666 foi o primeiro a perceber que a luz branca 
é uma mistura de luzes de todas as cores em proporções aproximadamente iguais. Ele 
demonstrou este fato fazendo a luz incidir em um prisma de vidro e observando o espectro da luz 
refractada. 
Foi descoberto no início do século XIX que cada elemento em sua forma gasosa possui um 
espectro de linhas com um conjunto de comprimentos de onda que caracteriza o respectivo 
elemento. Os cientistas verificaram que a análise dos espectros é uma ferramenta de grande valor 
para a identificação dos elementos e dos compostos. Por exemplo, analisando espectros, os 
astrônomos identificaram mais de 100 moléculas diferentes no espaço interestelar, incluindo 
algumas que não existem na natureza aqui na Terra. O espectro característico de um átomo era 
presumivelmente relacionado com sua estrutura interna, porém as tentativas para explicar essa 
relação somente baseadas na mecânica clássica e no electromagnetismo - a física resumida pelas 
três leis de Newton e pelas quatro equações de Maxwell - não tiveram êxito. 
A primeira evidência experimental significativa sobre espectros atómicos estava contida na 
descoberta, feita por Fraunhofer em 1814, de uma série de linhas escuras no espectro solar 
(“raias de Fraunhofer”). 
Em 1859, Kirchhoff e Bunsen descobriram que o espectro de emissão de um elemento, formado 
por uma série de frequências bem definidas (linhas espectrais: as linhas obtidas são imagens da 
fenda do espectroscópio), é característico desse elemento. Assim, a emissão do vapor de sódio 
(obtida, por exemplo, lançando sal de cozinha na chama de um bico de Bunsen) contém duas 
linhas muito próximas no amarelo, responsáveis pela cor amarela da luz emitida. Os dois 
mesmos comprimentos de onda aparecem como linhas escuras entre as raias de Fraunhofer. Esse 
último fato foi interpretado como significando que as linhas escuras formam o espectro de 
absorção. A radiação térmica solar, que tem um espectro contínuo, é parcialmente absorvida ao 
atravessar a atmosfera do sol, e as linhas escuras sinalizam a presença do elemento ao qual estão 
associadas (sódio, por exemplo) nessa atmosfera. Essa descoberta de Kirchhoff e Bunsen serviu 
de base à análise da composição química das estrelas em astrofísica, através do seu espectro de 
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absorção - em particular, permitiu identificar o desvio Doppler para o vermelho e descobrir a 
expansão do Universo. 
Espectro é o conjunto de radiações emitidas por uma fonte de luz. 
A luz branca é uma luz policromática, ou seja, é formada por várias radiações simples que no 
vazio/ar se propagam todas a uma mesma velocidade (C= 3 x 108 m/s), mas ao propagar-se 
noutros meios essas radiações simples apresentam velocidades diferentes o que leva à 
decomposição daluz branca. O espectro da luz branca é constituído não só pelas radiações 
visíveis, como também pelas radiações infravermelhas (IV) e ultravioletas (UV). 
 
Modelo Atómico de Bohr 
Segundo PAIVA (2012: 08), devido ao trabalho de Rutherford, sabia-se que o átomo era 
constituído por um núcleo, concentrando a maior parte da massa do átomo, com carga positiva, 
em torno do qual se movimentavam electrões em um número suficiente para neutralizar a carga 
do núcleo. 
 
Para Bohr, o modelo mais simples de um átomo de hidrogénio era o modelo planetário, isto é, o 
electrão se deslocava numa órbita circular em torno do núcleo, do mesmo modo que os planetas 
se movem ao redor do Sol. O problema deste modelo, porém, era que a física clássica 
determinava que o átomo não poderia existir com esta organização. Conforme as teorias da 
época, o electrão carregado em movimento no campo eléctrico positivo do núcleo iria perder 
energia. Ao final, o electrão cairia no núcleo, de maneira semelhante à queda de um satélite 
artificial na superfície da Terra, provocada pelo atrito na atmosfera terrestre. Este evidentemente 
não é o caso, pois se isso ocorresse a matéria eventualmente seria destruída. O principal 
objectivo de Bohr era explicar a paradoxal estabilidade do átomo de Rutherford. Para resolver a 
contradição entre as leis da física clássica e o problema da estabilidade dos átomos, Bohr 
adoptou a ideia de que o electrão do átomo de hidrogénio só poderia ocupar certas órbitas ou 
níveis de energia nos quais ele era estável. A energia do electrão no átomo estaria então 
“quantizada”. Com isso, Bohr introduziu a ideia de quantum de Planck no modelo atómico de 
Rutherford. 
 
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Bohr, então adoptou os seguintes postulados para explicar a estabilidade do átomo de hidrogénio 
(isto é, a existência do átomo e a inexistência da radiação contínua de energia e do espiralamento 
do electrão para o núcleo) e depois para explicar o espectro descontínuo do átomo. 
Postulado dos níveis de energia: Num átomo, um electrão só pode ter certos valores da energia, 
que são chamados níveis de energia. Então, o átomo só pode ter certos valores da energia total. 
Bohr adoptou a ideia da quantização da energia, de Planck. Contudo, imaginou regra de 
quantização que pudesse ser aplicada ao movimento de um electrão no átomo. Deduziu, a partir 
dessas considerações, a seguinte fórmula para os níveis de energia do electrão no átomo de 
hidrogénio: 
 
Onde RH é uma constante (expressa em unidades de energia) valendo 2,179 x 10-18J. Os valores 
possíveis das energias de um electrão se obtêm inserindo-se na fórmula os diferentes valores de 
n, que são sempre inteiros, 1, 2, 3 etc. (até ∞). O número n é o número quântico principal. 
 
Transições entre os níveis de energia: Um electrão num átomo só pode alterar a sua energia 
passando de um nível de energia para outro. Esta passagem de um para outro nível é uma 
transição. 
Neste modelo, explica-se a emissão de luz pelos átomos para dar um espectro descontínuo de 
raias como segue: um electrão, num nível de energia elevada (nível inicial de energia Ei) sofre 
uma transição para outro nível de energia mais baixa (nível de energia final Ef). Neste processo, 
o electrão perde energia que é emitida como um fotão. Em outras palavras, a energia final do 
electrão mais a energia do fotão é igual à energia inicial do electrão (pela lei da conservação da 
energia): 
 
Onde: ν = frequência da onda electromagnética (fotão) 
Quando reordenamos esta expressão vem: 
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Neste postulado, Bohr usou o conceito de fotão de Einstein para explicar o espectro de emissão 
dos átomos. Substituindo os valores dos níveis de energia no átomo de hidrogénio, que havia 
deduzido, na equação anterior, Bohr reduziu exactamente a fórmula de Balmer. Além disso, pôde 
prever todas as raias do espectro do átomo de hidrogénio no infravermelho e no ultravioleta. 
Para mostrar como Bohr obteve a fórmula de Balmer, seja ni o número quântico principal do 
nível de energia inicial, e o nf o nível de energia final. Então, pelo Postulado 1, 
 
 
 Levando estas expressões na equação anterior, que dá a energia do fotão emitido, hv, em função 
da diferença Ei - Ef. 
 
Isto é: 
 
 
Como v = c/l, podemos escrever 
 
 
Para RODELLA (2007: 06), de acordo com a teoria de Bohr, a emissão de luz por um átomo 
ocorre quando um electrão sofre transição do nível de energia superior para o inferior. O electrão 
no átomo de hidrogénio está normalmente, no nível mais baixo, com n = 1. Para atingir nível de 
energia mais elevado, o electrão deve ganhar energia, ou ser excitado. Uma forma de excitação é 
a colisão entre dois átomos. Na colisão, parte da energia cinética de um átomo pode ser 
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transferida para o electrão do outro, excitando-o do nível com n = 1 para nível mais elevado. A 
excitação dos átomos, e a posterior emissão de luz, ocorrem com mais probabilidade num gás 
quente, onde os átomos têm energia cinéticas elevadas. 
A teoria de Bohr explica não apenas a emissão de luz, mas também a absorção de luz. Quando 
um electrão do átomo de hidrogénio faz a transição de n = 3 para n = 2, há a emissão de um fotão 
de luz vermelha (comprimento de onda de 656 nm). Quando a luz vermelha de 656 nm ilumina 
um átomo no nível n = 2, é possível que seja absorvido um fotão. Se o fotão for absorvido, a 
energia se transfere ao electrão que faz então a transição para o nível n = 3. Os materiais 
coloridos, como tecidos tingidos ou paredes pintadas, têm cor em virtude da absorção de luz. 
Por exemplo, quando a luz branca incide sobre substância que absorve luz vermelha, os 
componentes da cor que não são absorvidos, os amarelos e os azuis, são reflectidos. A substância 
terá uma cor azul-esverdeada. 
Os postulados 1 e 2 continuam a valer para os outros átomos além do hidrogénio, mas os níveis 
de energia não se obtêm por fórmulas simples. Se os comprimentos de onda da luz emitida pelo 
átomo forem conhecidos, será possível relacioná-los com a frequência dos fotões e então 
determinar as diferenças dos níveis de energia dos átomos. Estes níveis foram determinados 
experimentalmente por espectroscopia. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Tarefa 1 
 Diagrama de Conceitos; 
 Representação de espectros e suas diferenças; 
 Quadro ou tabela resumo de comparação dos espectros; 
 Projecto para demonstração de espectros atómicos. 
 
Diagrama de Conceitos 
 
Espectro é o conjunto de cores obtido através da dispersão dos componentes de uma luz sobre 
uma amostra (elemento). 
Os espectros são obtidos ao se registar a energia absorvida ou emitida para cada comprimento de 
onda da radiação electromagnética. 
 
Espectro Continuo de Emissão é um espectro que possui energias distribuídas continuamente 
em uma certa faixa de comprimento de onda (O espectro de emissão contínuo não apresenta 
qualquer risca preta, pois todos os comprimentos de onda da luz visível estão presentes). 
 
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Figura 1: espectro contínuo 
Espectro Atómico ou de Linhas Isoladas 
Átomos de diferentes elementos, quando convenientemente excitados, libertam a energia extra 
adquirida emitindo radiações monocromáticas, de comprimentos de onda característicos 
produzindo o espectro atómico de emissão. Por outro lado, átomos em seu estado fundamental 
podem absorver energia radiante para promover transições entre estados de energia electrónica 
bem definidos constituindo um espectro atómico de absorção. 
 
O espectro atómico típico é do tipo descontínuo e apresenta bandas muito estreitas, na verdade 
linhas, correspondentes a determinados comprimentos de onda. 
Através de excitaçãodos átomos presentes numa chama por energia luminosa, são possíveis 
apenas transições do estado fundamental, em que a quase totalidade dos átomos se encontra, para 
estados excitados de energias mais baixas. Registando-se um espectro de absorção nessas 
condições, obtém um espectro relativamente simples, com poucas linhas de absorção. 
 
Figura 2: Modelo atómico de Bohr 
 
Espectro de Emissão é um conjunto de cores onde uma série de linhas brilhantes estão traçadas 
contra um fundo escuro. 
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Espectro de Absorção é um conjunto de cores onde uma série de linhas escuras estão riscadas 
entre as cores do espectro contínuo. 
Espectro Iónico 
Se energia aplicada para excitação atingir o potencial de ionização, isto é, for de intensidade 
suficiente para remover o electrão para longe da influência do núcleo, será obtido um ião. Essa 
ionização pode ocorrer em chamas de elevada temperatura e o espectro de emissão de um ião 
será completamente diferente do espectro do átomo que lhe deu origem, se assemelhando ao 
espectro do elemento de número atómico precedente. 
 
Espectro de Bandas 
Moléculas submetidas à excitação suficientemente forte, podem se romper e resultarem em 
átomos. Caso isso não ocorra, ou seja, as moléculas permaneçam íntegras, será produzido um 
espectro de emissão molecular, no qual a ocorrência de um grande número de linhas, de 
comprimentos de onda bem próximos, formarão agrupamentos chamados bandas. Deste modo, a 
energia radiante emitida aparece espalhada em um trecho do espectro, em vez de se concentrar 
em linhas isoladas. Emissão de bandas ocorre mais frequentemente em chamas, pois formas de 
excitação mais eficientes podem dissociar moléculas em átomos. 
 
Representação de Espectros e suas Diferenças 
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Figura 3: Espectros contínuos e descontínuos 
 
 
 
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Figura 4: representação de espectros de emissão de alguns elementos. 
 
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Figura 5: espectros iónicos 
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Figura 6: representação do espectro de banda 
 
Quadro ou tabela resumo de comparação dos espectros 
Espectro Características 
 
Contínuo 
Presença de um conjunto de cores sem nenhuma interrupção. Ex: luz 
branca, luz natural e sol 
 
Atómico ou linhas 
isoladas 
Presença de fundo escuro e linhas coloridas ou brilhantes – Espectro de 
Emissão e, fundo colorido e linhas escuras – Espectro de Absorção. 
É característico de espécies atómicas e moleculares. 
 
Iónico 
Surge quando a energia aplicada para excitação for de intensidade suficiente 
para remover o electrão para longe da influência do núcleo, obtendo-se um 
ião. 
Pode ocorrer em chamas de elevada temperatura e o espectro de emissão de 
um ião será completamente diferente do espectro do átomo que lhe deu 
origem, se assemelhando ao espectro do elemento de número atómico 
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precedente. 
 
Bandas 
Parece ser um espectro contínuo, mas não mostra a(s) core(s) que o material 
não absorve, mostra apenas as que ele absorve. 
Surgem quando se colocam moléculas em excitação e não são rompidas, 
consequentemente formam-se linhas com comprimentos de onda próximos 
que se agrupam formando um espectro de bandas. 
 
 
Projecto para Demonstração de Espectros Atómicos 
A demonstração de espectros atómicos pode ser feita através do teste de chama de catiões 
metálicos a partir dos seus sais. 
O teste de chamas é um experimento realizado principalmente ao se estudar o conceito do 
modelo atómico de Rutherford-Bohr, pois foi por meio desse modelo que se introduziu o 
conceito de transição electrónica. Por meio desse experimento é possível identificar o elemento 
que está presente no composto através da cor apresentada pela chama. 
 
Metal Cor da Chama 
Arsénio Azul 
Boro Verde 
Bário Verde 
Cálcio Vermelho – tijolo 
Cobre (I) Azul 
Cobre (II) Verde 
Ferro Dourada 
Índio Azul - lilás 
Potássio Violeta 
Lítio Rosa 
Magnésio Branco Brilhante 
Manganês Verde Amarelado 
Molibdénio Verde Amarelado 
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Sódio Amarelo Intenso 
Fósforo Verde Turquesa 
Chumbo Azul 
Rubídio Vermelha 
Antimónio Verde Pálido 
Selénio Azul Celeste 
Estrôncio Vermelho Carmim 
Telúrio Verde Pálido 
Tálio Verde Puro 
Zinco Verde Turquesa 
 
 
Figura 7: Cores de alguns metais na chama. 
 
 
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Parte Experimental 
Materiais e Reagentes: 
 Bico de Bunsen ou lamparina a álcool (o bico de Bunsen produz um melhor resultado); 
 Fósforos; 
 Fio de Níquel - cromo ou platina (pode ser conseguido em lojas de materiais eléctricos ou 
em arames de resistências de chuveiros) ou palitos de churrasco e algodão; 
 Pregador ou pinça de madeira; 
 Sais diversos, como: LiCl, BaCl2, NaCl, CuSO4, CaCl2, KCl, etc; 
 Solução de ácido clorídrico a 1%; 
 Água destilada. 
 
Procedimento Experimental: 
Esse experimento pode ser feito da seguinte maneira: 
 Segura-se uma das pontas do arame com a pinça de madeira e, com a outra ponta, na 
forma de círculo, pega-se uma amostra de um dos sais. Posteriormente, coloca-se esse sal 
em contacto com a chama do bico de Bunsen. 
 A cor da chama irá se alterar. Depois é só lavar esse arame com água destilada, colocá-lo 
na solução de HCl e introduzi-lo no fogo para verificar se não há nenhum vestígio do sal 
utilizado no arame. Em seguida, repete-se o processo com os outros sais e anotam-se as 
cores das chamas obtidas em cada caso. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Conclusão 
De modo a concluir o trabalho que fez uma abordagem sobre a espectroscopia de emissão e de 
absorção segundo o modelo de Bohr, é de salientarmos que este modelo permite explicar 
espectros de emissão e absorção de hidrogénio, emissão de raios-X pelo átomo, propriedades 
químicas, associação de átomos para formar moléculas, bem como limita-se a não poder explicar 
átomos de muitos electrões, sendo valido para iões de apenas um electrão. 
Assim, é notório que os espectros de absorção são espectros que se observam quando parte da 
radiação emitida por uma fonte luminosa é absorvida por determinado elemento, sendo espectros 
com fundo colorido e riscas pretas, que correspondem às radiações absorvidas pelo elemento. Se 
compararmos o espectro de emissão de um elemento com o espectro de absorção, verificamos 
que as radiações emitidas no espectro de emissão são as que faltam no espectro de absorção. 
Nesse trabalho notou-se a importância dos estudos de espectros, pois tudo que se sabe sobre a 
composição química dos astros se deve aos avanços da espectroscopia, cujas contribuições à 
Ciência são inúmeras. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Referencia Bibliográfica 
1. JÚNIOR. Ademário Iris da Silva, António Marcos Fonseca Bidart & Ricardo Jorgenssen 
Casella; Absorção Atómica, 2002. 
2. PAIVA. Juliana Cerqueira, Modelos Atómicos: Aula 3, 2012. 
3. RODELLA. A. A. Métodos Instrumentais de Análise, USP, 2007