fisica

Trabalho de fisica



Tema:

 Transformação de energia no tubo de raio-x

 Espectros de raio-x

 Lei de Moseley

 Espectros opticos

 Niveis de energia do atomo de hidrogenio









Nomes dos menbros: numeros:

Celso Zefanias .........................................................................16

Jorge Júlio Melembe ..............................................................33





O Professor:

___________________________________

Classificação : ( _________ ) valores







5 de Abril de 2010





Transformação de energia no tubo de raio-x



Um tubo de raios X (figura 5) é um conversor de energia. Recebe energia elétrica

que converte em raios X e calor. É constituído pelo anodo e pelo catodo. O catodo, geralmente um filamento de tungstênio, é aquecido por um circuito apropriado, até atingir alta temperatura produzindo os elétrons que atingem o alvo (anodo) num ponto bem determinado, chamado de ponto focal. O tamanho do ponto focal oscila entre 1,3 e 1,5 cm para foco grosso e é menor que 1 cm para foco fino.



O anodo é um disco de metal, geralmente W (tungstênio) onde os eletrons incidem produzindo os raios X. O anodo converte energia elétrica em raios X (1%) e em calor (99%).



O material do anodo deve ter algumas características essenciais :



• Alto número atômico (alta eficiência na produção de raios X)

• Baixa taxa de evaporação (para evitar metalização do vidro da ampola)

• Alta resistência física quando aquecido

• Alto ponto de fusão

• Alta condutividade térmica (dissipação rápida de calor).

Espectros de raios X

Por intermédio da equação de Bragg, a determinação experimental do ângulo de difracção permite calcular, conhecendo o comprimento de onda, o valor da distância entre dois planos reticulares sucessivos. Se se tiver conhecimento do valor de d, a equação de Bragg dará o valor de e isso permitirá fazer o estudo dos espectros de raios X.

Para analisar um feixe de raios X que contenha radiações de diferentes frequências recorre-se a um cristal como rede de difracção, provocando a reflexão desse feixe nos planos reticulares paralelos à face do cristal exposta aos raios X.

Verifica-se assim que, de um modo geral, o feixe origina um espectro de riscas sobreposto a um espectro contínuo.

As riscas de um espectro de raios X apresentam-se distribuídas, ao longo do espectro contínuo, em séries que se designam pelos nomes de riscas K, riscas L, riscas M,..., e, em cada série, as riscas são designadas pelas mesmas letras com índices Em cada espectro, as riscas K são as que correspondem a raios X de maior frequência, ou seja, a raios X mais energéticos, mais duros.

Os elementos de baixo número atómico só originam a série de riscas K e, à medida que se utilizam anticátodos de elementos de número atómico crescente, vai-se tornando possível o aparecimento sucessivo das séries de riscas L, M, N,...

Para cada elemento, as respectivas séries de riscas não aparecem para o mesmo valor da tensão eléctrica estabelecida nos terminais do tubo de raios X. A série K é, de todas as séries, a que exige tensão mais elevada para ser emitida.

Interpreta-se o aparecimento dessas riscas admitindo que, quando os electrões emitidos pelo cátodo de um tubo de raios X chocam com o anticátodo, penetram nos átomos do elemento que o constitui, e alguns desses electrões, devido às elevadas velocidades que possuem, arrancam electrões dos níveis mais interiores.

A extracção de um electrão do nível K só é possível quando a energia, E, do electrão bombardeante (E = q.V) for suficiente para fazer subir aquele electrão para um nível mais elevado, geralmente ocupado parcialmente, ou para o afastar completamente do átomo. Após excitação, a lacuna do nível K pode preencher-se mediante a transição de um electrão de um estado de energia superior, de qualquer outro nível, com emissão de um fotão X, cuja energia é igual à diferença de energias do sistema atómico, antes e depois da transição do electrão, pelo que a sua frequência é dada por . Do grande número de átomos excitados, obtém-se a emissão de toda a série K.





Esquema de níveis de energia para a interpretação da formação de raios X característicos de um elemento(figura a cima)

transição de electrões para estados de níveis inferiores que tenham ficado vagos por deles terem sido desalojados electrões.(figura a cima)



São possíveis todas as riscas de qualquer das séries quando o electrão bombardeante possuir a energia necessária para arrancar ao átomo um electrão do nível K.

Se o electrão bombardeante só possuir energia suficiente para arrancar um electrão do nível L, surgem apenas as séries L, M, N,..., correspondentes às transições energéticas de electrões de níveis superiores para os níveis inferiores deixados vagos.

Esta interpretação da emissão de raios X explica porque existe, para cada elemento, um valor mínimo da diferença de potencial, tensão eléctrica, necessária para a emissão de cada um dos espectros K, L, M, N,... Esse valor é determinado pela energia mínima necessária para arrancar um electrão do nível K, L, M, N,..., respectivamente.



Lei de Moseley

Por volta de 1913, Henry G.J. Moseley mediu as freqüências das linhas espectrais dos raios X característicos de cerca de 40 elementos. A partir do gráfico da raiz quadrada da freqüência versus o número atômico Z do elemento, ele obteve a seguinte relação

f1/2=An(Z-b),

onde An e b são constantes que dependem da linha espectral. A repercussão imediata deste resultado foi a alteração da tabela periódica. Esse trabalho de Moseley teve papel importantíssimo na consolidação e aceitação internacional do modelo de Bohr. Na verdade, foi o primeiro dos trabalhos experimentais a confirmar as predições de Bohr.

Antes do trabalho de Moseley o número atômico era associado à posição do átomo na tabela periódica de Mendelev, a qual distribuía os elementos de acordo com o seu peso. Moseley mostrou, por exemplo, que o argônio deveria ter Z=18, ao invés de Z=19 (conforme a tabela de Mendelev). Por outro lado, o potássio deveria ter Z=19, ao invés de Z=18. Ele também mostrou que o cobalto deve preceder ao níquel, apesar do peso atômico do Co ser maior do que o do Ni. De acordo com Mendelev, o número atômico era aproximadamente igual à metade do peso atômico. Moseley definiu o peso atômico como igual ao número de elétrons do átomo eletricamente neutro.

A lei de Moseley apresentava resultados bastante diferentes daqueles do paradigma científico vigente. Através dela Moseley deduziu que entre o hidrogênio e o urânio, deveria haver exatamente 92 tipos de átomos, cujas propriedades químicas eram governadas por Z, e não pelo peso atômico. Isto significava dizer que a tabela periódica devia seguir a ordem crescente do número atômico e não a do peso atômico. Obedecida essa seqüência, os lugares correspondentes a Z = 43, 61, 75, 85 e 87 ficaram vagos. Por essa época, havia uma grande polêmica entre os químicos a respeito do número exato de terras raras; discutia-se se estas iam de Z=58 a Z=71 ou a Z=72 (veja os detalhes no texto sobre a descoberta dos Raios X).

Os elementos 43 (tecnécio), 61 (promécio) e 85 (astatínio) foram obtidos artificialmente. Sendo suas vidas-médias muito curtas, esses elementos não podiam ser naturalmente produzidos, ou pelo menos observados. O elemento 75 (rénio) foi descoberto em 1925, pelo casal Noddack. O elemento 87, descoberto em 1939, por Marguerite Perey, recebeu o nome de frâncio e pertence a uma família radioativa natural. Depois de muita polêmica, ficou claro que as terras raras iam até Z=71. O elemento com Z=72 (háfnio), descoberto em 1923 por Coster e von Hevesy, é um metal de transição.

Moseley concluiu que as frequências correspondentes a uma mesma risca de uma determinada série, nos espectros dos vários elementos, estão relacionadas com os respectivos números atómicos, Z, sendo essa relação:



onde é uma constante de proporcionalidade e é outra constante de proporcionalidade que tem o mesmo valor para todas as riscas de uma dada série.

Relação entre as frequências das riscas espectrais das séries K e L dos raios X característicos dos vários elementos, e o número atómico, Z, desses elementos. (figura a baixo)

A lei de Moseley permite afirmar que:

A raíz quadrada da frequência das riscas espectrais dos raios X, no espectro de um elemento qualquer, é uma função linear simples do número atómico desse elemento.

A lei de Moseley fornece uma maneira de avaliar o número atómico.





Espectros ópticos

Espectro Visível

Ciclos por segundo: 400 THz a 750 THz

Comprimento de onda: 700 nm a 400 nm




Espectro óptico( ou Espectro visível) é a porção do espectro eletromagnético cuja radiação composta por fótons, pode ser captada pelo olho humano. Identifica-se esta radiação como sendo a luz visível, ou simplesmente luz. Esta faixa do espectro situa-se entre a radiação infravermelha e a ultravioleta. Para cada frequência da luz visível é associada uma cor.



O espectro visível pode ser subdividido de acordo com a cor, com vermelho nos comprimentos de onda longos e violeta para os comprimentos de onda mais curtos, conforme ilustrado acima ou nas cores de um arco-íris. Os comprimentos de onda desta radiação estão compreendidos entre os 700 e os 400 nanômetros.

O espectro visual varia muito de uma espécie animal para a outra. Os cachorros e os gatos, por exemplo, não vêm todas as cores, apenas azul e amarelo, mas de maneira geral, em preto e branco numa nuance de cinzas. Nós humanos vemos numa faixa que vai do vermelho ao violeta, passando pelo verde, o amarelo e o azul. Já as cobras vêm no infravermelho e as abelhas no ultravioleta, cores para as quais somos cegos. Mesmo entre os humanos pode haver grandes variações. Por isto, os limites do espectro ótico não estão bem definidos.

Pessoas daltônicas costumam ter dificuldades em visualizar cores contidas em certas faixas do espectro.



Quando você passar a radiação emitida por um corpo quente através de um prisma, divide-se em radiação electromagnética em diferentes dependendo de suas diferentes comprimentos de onda (cores diferentes da luz visível, infravermelho e ultravioleta, radiação), dando origem a um espectro óptico. Todas as radiações produzidas filme fotográfico impressionante e, portanto, podem ser gravadas.

Cada corpo quente emite um espectro diferente, porque isso depende da natureza do surto.

Os espectros podem ser de emissão e absorção. Por sua vez, ambos são classificados em contínuos e descontínuos



O espectro eletromagnético

 Emissão espectra: Estes são os obtidos pela decomposição da radiação emitida por um órgão previamente animado.

 Os espectros de emissão contínua são obtidos pela passagem da radiação de qualquer sólido incandescente através de um prisma. Todos os sólidos na mesma temperatura produziu o mesmo espectro de emissão.

 O espectro de emissão discreto são obtidos pela passagem do gás ou vapor luz animado. A radiação emitida é característica dos átomos animado.

 Espectros de absorção: Estes são os espectros resultantes de uma dada substância intercalar entre uma fonte de luz e um prisma

 O espectro de absorção contínua são obtidos através da inserção do sólido entre a fonte de radiação e do prisma. Por exemplo, se inserir um vidro azul em todas as radiações são absorvidas menos azul.

 O espectro de absorção são produzidas através da inserção de vapor ou gás descontínuo entre a fonte de radiação e do prisma. Há bandas ou listras localizadas no mesmo comprimento de onda do espectro de emissão desses gases ou gases.





Níveis energéticos dos elétrons em um átomo de hidrogênio

O hidrogênio é o primeiro elemento da tabela periódica, com o espectro de emissão mais simples de analisar. É formado de um próton e de um elétron. A energia do elétron no referencial baricêntrico pode tomar apenas alguns valores discretos, chamados níveis de energia (ver modelo de átomo de Bohr). Quando o elétron passa de um nível mais alto à um nível mais baixo, ele emite um fóton. Assim, a luz emitida pode tomar apenas alguns valores discretos. Isso é como chamamos o seu espectro.

O modelo do átomo de Bohr explica bem o comportamento do átomo de hidrogênio e do átomo de hélio ionizado, mas é insuficiente para átomos com mais de um elétron.

Segue abaixo um desenvolvimento do modelo de Bohr que demonstra os níveis de energia no hidrogênio.

Sejam as seguintes convenções:

1. Todas as partículas são como ondas e, assim, o comprimento de onda do elétron, λ, está relacionado à sua velocidade por

onde h é a constante de Planck e me, a massa do elétron. Bohr não tinha levantado esta hipótese porque só depois é que foi proposto o conceito associado a esta afirmação (veja dualidade onda-partícula). Porém, permite chegar na próxima afirmação.

2. A circunferência da órbita do elétron deve ser um múltiplo inteiro de seu comprimento de onda:

onde r é o raio da órbita do elétron e n, um número inteiro positivo.

3. O elétron mantém-se em órbita por forças eletrostáticas. Isto é, a força eletrostática é igual à força centrípeta:

onde e qe, a carga elétrica do elétron.

Temos três equações e três incógnitas: v, λ e r. Depois de manipulações algébricas para obter v em função das outras variáveis, pode-se substituir as soluções na equação da energia total do elétron:

Assim, o menor nível de energia do hidrogênio (n = 1) é cerca de -13.6 eV. O próximo nível de energia (n = 2) é -3.4 eV. O terceiro (n = 3), -1.51 eV, e assim por diante. Note que estas energias são menores que zero, o que significa que o elétron está em um estado de ligação com o próton presente no núcleo. Estados de energia positiva correspondem ao átomo ionizado, no qual o elétron não está mais ligado, mas em um estado desagregado.

O modelo atômico de Bohr, pode ser facilmente usado para a composição do modelo atômico de Linus Pauling. Apenas somando as camadas e as colocando na ordem de Pauling.

Espectro do átomo de hidrogênio

Em Física, espectro do átomo de hidrogênio é o conjunto de comprimentos de onda presentes na luz que o átomo de hidrogênio é capaz de emitir quando pula de níveis de energia. O modelo mais simples de átomo de hidrogênio é representado pelo átomo de Bohr.

Esse espectro de luz é composto de comprimentos de onda discretos, portanto seus valores são expressos pela Fórmula de Rydberg

Onde

λvac é o comprimento de onda da luz emitida no vácuo,

RH é a constante de Rydberg para o hidrogênio,

n1 and n2 são inteiros tais que n1 < n2;

Deixando n1 igual a 1 e fazendo n2 percorrer de 2 até o infinito, as linhas de espectro conhecidas como série de Lyman convergem em 91nm. Da mesma maneira:



Principais séries do espectro do átomo de hidrogênio

n1 n2 Nome Converge para

1 Série de Lyman

91nm

2 Série de Balmer

365nm

3 Série de Paschen

821nm

4 Série de Brackett

1459nm

5 Série de Pfund

2280nm

6 Série de Humphreys

3283nm