Baixe Estudo da Relação entre Frequência, Comprimento de Onda e Energia em Física Atômica e outras Esquemas em PDF para Energia, somente na Docsity!
TEORIA ATÔMICA
- CAPÍTULO
- 2.1 Uma breve introdução SUMÁRIO
- 2.1.1 Composição do átomo amplamente considerada
- 2.1.2 Modelos atômicos
- 2.2 Teoria atômica de Dalton (1803).......................................................................
- 2.3 Teoria atômica de Thomson
- 2.3.1 A natureza elétrica da matéria
- 2.3.2 Experiências em tubos de Crookes: os primeiros experimentos....................
- 2.3.3 O modelo eletrônico de J. J. Thomson...........................................................
- 2.4 Teoria atômica de Rutherford
- 2.4.1 Röntgen e os raios X......................................................................................
- 2.4.2 A radioatividade..............................................................................................
- 2.4.3 A contribuição de Millikan...............................................................................
- 2.4.4 Experiência e modelo de Rutherford..............................................................
- 2.5 Teoria atômica de Bohr: origens da teoria quântica..........................................
- 2.5.1 O dilema do átomo estável.............................................................................
- 2.5.2 A teoria clássica da radiação
- 2.5.3 A espectroscopia atômica
- 2.5.4 A natureza da luz e a física quântica
- 2.5.5 O efeito fotoelétrico
- 2.5.6 O espalhamento Compton
- 2.5.7 O modelo de Bohr do átomo de hidrogênio (1913)
- 2.5.7.1 Energia em uma órbita circular
- 2.5.7.2 Os postulados de Bohr................................................................................
- 2.5.7.2.1 Resumo do Modelo de Bohr.....................................................................
- 2.5.7.3 Níveis de energia
- 2.5.8 Limitações do modelo de Bohr.......................................................................
- 2.6 A mecânica quântica
- 2.6.1 Insucesso da mecânica clássica
- 2.6.2 Dualidade onda-partícula e o comprimento de onda de de Broglie
- 2.6.3 Ondas, pacotes de onda e partículas.............................................................
- 2.6.3.1 Localização de uma onda no espaço..........................................................
- 2.6.3.2 Localizando uma onda no tempo
- 2.6.4 O princípio da incerteza de Heisenberg
- 2.6.4.1 A relação de incerteza de Heisenberg
- 2.6.4.2 A relação de incerteza energia-tempo
- 2.6.5 A função de onda
- 2.6.5.1 A equação de Schröndinger........................................................................
- 2.6.6 A estrutura atômica do modelo atual..............................................................
- 2.6.7 Os níveis eletrônicos de energia
- 2.6.8 Configuração eletrônica
- 2.7 Referências bibliográficas do capítulo...............................................................
menor que 1 milímetro. Tudo ainda é hipotético e terá que ser provado para gerar a teoria das supercordas. Como a idéia de cordas vibrantes muda a compreensão do universo? É que segundo a teoria, a gente pára de vez de imaginar o mundo composto de diversas partículas. Elétrons, prótons, nêutrons e quarks seriam apenas feições de uma mesma corda. O jeito como essa corda vibra é que muda. Ou seja, não importa qual seja a nota na música universal, por trás dela sempre haverá uma corda vibrando. Se confirmada, esta hipótese deve provocar tal transformação do conhecimento humano, tão dramática quanto a provocada pela Teoria da Relatividade de Einstein, em 1906 e a Teoria Quântica de Planck em 1900. Provavelmente as supercordas constituiriam a teoria unificadora sonhada por Einstein para explicar como todas as forças do Universo funcionam, interligadas.
2.1.1 Composição do átomo amplamente considerada
O átomo é composto por elétrons, prótons e geralmente nêutrons que são assim definidos:
- elétron: partícula negativamente carregada que se move descrevendo uma trajetória ao redor do núcleo de um átomo. Os elétrons estão dispostos em camadas. Cada camada contém elétrons que orbitam a uma mesma distância média do núcleo. Eles compensam um igual número de prótons, que têm carga positiva, o que possibilita que o átomo todo seja eletricamente neutro. Se um átomo ganha ou perde elétrons, o equilíbrio se desfaz, e ele torna-se um átomo carregado, ou íon;
- próton: partícula subatômica que se encontra no núcleo e tem uma carga elétrica unitária positiva;
- nêutron: partícula relativamente estável, influencia na radioatividade e em outras formas das reações nucleares, porém tem pouca influência nas propriedades físicas e químicas. Na tabela 2.1 são apresentadas algumas propriedades das partículas subatômicas.
Partícula Símbolo Carga (C) Massa relativa Massa (kg)
elétron e-^ -1,6022x10- 1836
9,106x10-
próton p ou H+^ +1,6022x10-19^1 1,67x10-
nêutron N 0 1 1,67x10-
Tabela 2.1 - Propriedades das partículas subatômicas.
Um átomo individual é especificado por dois números:
- número atômico (Z): número de prótons no núcleo. Um átomo eletricamente neutro ou estável, tem número de elétrons igual ao de prótons, ou seja, Z = p= e^ - ;
- número de massa atômica (A): número total de núcleons (partículas do núcleo: prótons e nêutrons), ou seja, A = p + n.
Para identificar um átomo utiliza-se a seguinte notação: AZX
sendo que X indica o símbolo do elemento.
Exemplo: (^168) O
refere-se a um átomo do elemento X com um número atômico 8 e um número de massa 16.
Embora o número de prótons seja o mesmo para todos os átomos de um dado elemento, o número de nêutrons pode variar, variando também a massa atômica, dando origem aos isótopos de um elemento. Em outras palavras, isótopos são átomos de um dado elemento que têm diferentes números de massa por terem diferentes números de nêutrons em seu núcleo. Na fig. 2.1 são apresentados exemplos de alguns isótopos
Figura 2.1 - Exemplos de isótopos.
Exemplo 2.1: O nitrogênio na natureza está formado por dois isótopos cujas massas são: 15 N =15,0001 e 14 N = 14,00307. Calcular a massa atômica do nitrogênio sabendo que as riquezas respectivas dos isótopos são 0,37% e 99,63%.
2.1.2 Modelos atômicos
É interessante comparar o desenvolvimento lógico das teorias sobre a estrutura do átomo com a seqüência dos experimentos mais significativos realizados no campo da física, que contribuíram de maneira determinante na definição das principais características da estrutura atômica. As três principais etapas desta evolução foram:
- a descoberta da natureza da matéria e do elétron;
domínio da química e da física que levaram ao desenvolvimento de um modelo atômico unificado.
Figura 2.2 - Quadro cronológico comparativo entre os avanços da Química e da Eletricidade.
2.3.1 A natureza elétrica da matéria
Os elétrons (partículas subatômicas com carga elétrica negativa) foram descobertos por cientistas que estavam mais interessados em eletricidade do que em química. Entretanto, sabe-se atualmente que realmente existe uma íntima relação entre matéria e eletricidade. Os primeiros indícios importantes relativos à natureza elétrica dos átomos foram obtidos em 1834, como resultado das experiências sobre eletrólise do físico químico inglês Michel Faraday. Vejamos as leis de Faraday, que relacionam matéria e eletricidade:
- I Lei de Faraday: "Quando a corrente elétrica passa através de um sal fundido ou em solução com o objeto de decompor o sal nos seus elementos, a ação química da eletricidade é proporcional à quantidade absoluta de eletricidade que passa”.
Exemplo: O fluxo contínuo de corrente através do NaCl fundido produz o dobro de Na(s) e Cl(g) em 10min do que 5min.
- II Lei de Faraday: "Se um número definido de átomos se combina com uma quantidade definida de eletricidade, parece razoável supor que a própria eletricidade seja composta de partículas”.
Exemplo: A massa do produto é proporcional à massa atômica do elemento dividido por um número inteiro.
2.3.2 Experiências em tubos de Crookes: os primeiros experimentos
A natureza elétrica da meteria foi esclarecida notavelmente com as informações de W. Crookes obtidas das ao realizar seus experimentos com tubos de descarga de gás ou tubos de Crookes (1850). Quando os eletrodos de um tubo de Crookes, como aquele mostrado na fig. 2.3, são ligados a uma fonte de alta tensão, digamos 20000V, e o tubo é evacuado gradativamente por uma bomba conectada a ele por um pequeno tubo lateral, uma série de fenômenos pode ser observada. A pressões próximas à atmosférica, nada parece acontecer dentro do tubo. Com a saída do gás, o gás residual no interior do tubo começa a emitir uma leve incandescência cuja cor depende da identidade do gás no tubo. Posteriormente, coma maior diminuição da pressão no tubo, o interior incandescente desaparece gradualmente e o vidro na extremidade do tudo com o eletrodo de carga positiva (o ânodo) começa a emitir uma incandescência esverdeada. Colocando-se uma amostra de sulfeto de zinco (este material tem a propriedade de transformar energia cinética em luz visível) no interior do tubo descrito, o lado da amostra de sulfeto voltado para o cátodo (eletrodo de carga negativa) emite uma incandescência composta de minúsculos flashes de luz brilhante e uma sombra da amostra pode ser vista no ânodo. Por estas experiências ficava evidente que:
- a baixas pressões, algo sai do cátodo e vai até o ânodo, o que inicialmente foi considerado como sendo raios (raios catódicos);
- um raio catódico é composto por um fluxo de minúsculas partículas individuais que, ao colidirem com o sulfeto de zinco, emitem um flash de luz;
- tais partículas viajam em linha reta, caso contrário, a sombra no ânodo não seria definida;
- a incandescência no interior do tubo a pressões intermediárias resulta das colisões dessas partículas em movimento com moléculas do gás; Naquela época, a interpretação para tais fenômenos foi que os raios catódicos viajavam no espaço entre os eletrodos com energia adquirida devido à alta voltagem. Se a pressão fosse diminuída poucas moléculas de gás residual permaneciam no tubo de forma que os raios “catódicos” ganhavam bastante energia antes de colidir com as moléculas. Quando a colisão acontecia, as moléculas perdiam carga negativa e se ionizavam resultando partículas de carga positiva. Acreditava-se então que as moléculas ionizadas atraiam os raios negativos e nesse processo de recombinação energia era emitida na forma de luz.
aquele mostrado na fig. 2.4 Thomson realizou experiências para a caraterização quantitativa dos “raios catódicos”. Como mostrado na fig. 2.4a, um feixe de partículas carregadas são emitidas pelo cátodo, as mesmas são atraídas pelo ânodo que possui um orifício para permitir a passagem de um feixe dessas partículas. Essas partículas continuam seu percurso ate colidir com um anteparo de sulfeto de zinco. Quando placas eletricamente carregadas são colocadas por cima e por baixo do feixe, este é desviado conforme a placa (-) repele e a placa (+) o atrai. A magnitude do desvio é proporcional à voltagem das placas. Em outra experiência de Thomson foi comprovado que bobinas magnéticas geram trajetória curva no feixe de partículas (ver fig. 2.4b). A partir dessas experiências, Thomson buscou determinar a relação carga-
massa (^)
m
e para as partículas que constituem os raios catódicos. Em seus
experimentos, Thomson dirigiu um feixe monoenergético (de raios X ou de elétrons), através de uma delgada película metálica, a um alvo composto por inúmeros monocristais orientados ao acaso. Desta forma haveria sempre, aleatoriamente, um certo número de cristais orientados a um ângulo apropriado para promover a difração do feixe. Um campo magnético, gerado em ângulo reto ao campo elétrico, faz com que os elétrons sejam defletidos na direção oposta a que é causada pela carga elétrica. Na prática, Thomson aplicou um campo magnético de intensidade conhecida através do tubo e verificou a deflexão do feixe de elétrons. Foi então, aplicada carga às placas até o feixe retornar ao seu ponto original de impacto, a partir da intensidade dos campos. Thomson bombardeou um eletrodo com raios catódicos e mediu a corrente elétrica que passava pelo eletrodo e o aumento da temperatura causada pelo bombardeamento. Com a temperatura e a capacidade calorífica do eletrodo, ele calculou a energia cinética (EC) das partículas que os raios catódicos transportavam. Seus cálculos:
Nmv E
2 c =^ ,^ (2.1)
onde N é o número de partículas de massa m e velocidade v que chagam ao eletrodo durante o experimento, Q = Ne (2.2) Q é a carga negativa total no eletrodo e, a carga de cada partícula. Combinando as eq. (2.1) e eq. (2.2):
m
e v
E
Q
2 c
Como Q e EC já tinham sido medidos, faltava medir v para encontrar a relação carga-massa, medindo-se a deflexão provocada por um campo magnético de intensidade B sobre um feixe de raios catódicos. As partículas do feixe sob a ação de um campo magnético∗^ descrevem um movimento circular de raio r, assim se relacionando:
m
erB v = (2.4)
∗ (^) A força magnética sobre uma partícula carregada que se desloca num campo magnético é sempre
perpendicular ao vetor velocidade da partícula (a partícula descreve uma órbita circular). A força magnética proporciona a força centrípeta necessária para se ter aceleração centrípeta no movimento circular: F=ma=mv^2 /r, a força que age sobre as partículas tem módulo qvB, pois os vetores v e B são mutuamente perpendiculares, assim evB=mv^2 /r.
e substituindo na eq. (2.3)
rB Q
2 E
m
e 2 2 = c. (2.5)
(a)
(b) Figura 2.4 - (a) Tubo de raios catódicos para estudar o desvio dos elétrons pelas forças elétricas e magnéticas. (b) Representação esquemática mostrando como um elétron com velocidade v é desviado mediante um campo magnético H.
Assim, Thomson encontrou o valor de 1,2x10^8 C/g para a relação m
e
. O valor
atual obtido para essa relação utilizando-se aparelhos sofisticados com cinco algarismos significativos é 1,7588x10^8 C/g. Thomson verificou que tal relação mantinha-se constante para qualquer gás utilizado, o que levou Thomson a concluir que os raios catódicos não são formados por átomos eletricamente carregados, mas sim por fragmentos corpusculares de átomos, os quais foram posteriormente denominados elétrons. Com a contribuição de Millikan (1908) que será abordada no item 2.4.3, ficou demonstrado incontestavelmente que a matéria é formada por partículas carregadas eletricamente. Thomson, então, sugeriu que o átomo seria uma esfera uniforme, carregada positivamente, com um raio de aproximadamente 10-8cm, na qual os elétrons estariam incrustados, semelhante a um pudim de ameixas, como mostrado na fig. 2.5.
Em 1896, o francês Henri Becquerel descobriu que alguns elementos eram radioativos. Marie e Pierre Curie reconheceram que radioatividade era de natureza atômica e não molecular. Em 1903, Becquerel e o casal Curie, compartilharam o premio Nobel de Física pela descoberta da radioatividade. São considerados radioativos os elementos cujos núcleos atômicos não são estáveis, isto é, decaem espontaneamente em outros núcleos, emitindo partículas tais como elétrons, nêutrons ou partículas alfa e também radiação eletromagnética. Há três espécies de radioatividade: a desintegração alfa (α), a desintegração beta (β) e a desintegração gama (γ).
Vejamos mais detalhes sobre os três tipos de radiação mencionados:
- decaimento^ alfa^ (α):^ acontece^ quando^ um^ núcleo^ (natural^ ou^ produzido artificialmente), em geral pesado, emite uma partícula composta por dois prótons e dois nêutrons, (um núcleo de Hélio). As partículas alfa são emitidas sempre com a mesma energia. O (^238 U) urânio-238, urânio-235 (^235 U), plutônio- (^239 Pu) e o paládio-231 (^231 Pa) são exemplos de emissores alfa. O decaimento alfa é usualmente representado segundo o esquema: X Y + α Na fig. 2.6 é apresentado um esquema do processo de decaimento α do rádio
(^22688 Ra )para o radônio^ (^22286 Rn).
Figura 2.6 - Decaimento α do rádio (^22688 Ra)para o radônio (^22286 Rn ).
- decaimento beta (β): feixes de elétrons também são obtidos através do decaimento de núcleos atômicos excitados. Os elétrons assim obtidos são chamados de radiação beta e são idênticos aos elétrons da camada eletrônica, diferindo destes apenas quanto à sua origem. A radiação beta é sempre acompanhada de uma outra partícula, o neutrino (ν). Por não possuir carga e ter massa extremamente pequena o neutrino praticamente não interage com a matéria sendo, portanto, de difícil detecção. Estrôncio-90 (^90 Sr), tecnécio- (^99 Tc) e cálcio-45 (^45 Ca) são exemplos de fontes de radiação beta. O decaimento beta é usualmente representado segundo o esquema: X Y + β + ν, que indica que o elemento X decai no elemento Y mais uma partícula beta (elétron) e um neutrino.
- decaimento gama (γ): o núcleo, num estado excitado, decai para um estado de energia mais baixa, mediante a emissão de um fóton. Este efeito é semelhante
ao da emissão espontânea de fótons por moléculas ou por átomos. Diferentemente da desintegração α ou da β, o núcleo radioativo mantém a sua identidade. A emissão de raios gama ocorre, normalmente, após a emissão de α ou de β. Por exemplo, se um núcleo desintegra-se por emissão β e decai para um estado excitado do núcleo descendente, este novo núcleo decai para o seu estado fundamental por emissão (^) γ. Na tabela 2.2 são mostrada algumas formas comuns de radiação.
Radiação Descrição
eletromagnéticas
ultravioleta 1nm < (^) λ < 400nm
raios X 10 -3nm < λ < 10nm
raios γ λ < 0,1nm
partículas
raios α
He2+^ (núcleo de hélio = 2 prótons + 2 nêutrons)
raios (^) β e
- (^) ou e- (^) (partícula positiva ou negativa com massa de um elétron) Tabela 2.2 - Formas comuns de radiação.
Exercício 2.2: As doses equivalentes de radiação que uma pessoa recebe é medida em Sieverts, unidade que leva em conta não só a energia que o tecido recebe, mas o dano ocasionado em função da natureza da radiação. Investigue sobre a explosão nuclear em Chernobil e quais foram e serão os efeitos globais do desastre.
2.4.3 A contribuição de Millikan
Em 1908, Robert Millikan, além de demonstrar incontestavelmente que a eletricidade é constituída por partículas, obteve a carga negativa do elétron. No seu experimento da gora de óleo, mostrado na fig. 2.7, Millikan foi capaz de provar que todas cargas elétricas são múltiplos de uma unidad elementar definida, cujo valor é igaul à 1,6x10-19C. Para realizar o experimento, Millikan espargiu pequenas gotas de óleo, provenientes de um atomizador, na câmara de observação. As gotas de óleo aspergidas entre duas placas metálicas carregadas opostamente (cujo deslocamento observou, através de microscópio) caíam livremente apenas sob influência da gravidade na ausência de campo elétrico. As gotas de óleo adquiriam carga elétrica pela colisão com íons gasosos produzidos pela interação com radiação (raios X ou rádio) com as moléculas dos gases presentes no ar. Uma gota carregada eletricamente era facilmente reconhecida pela sua resposta a um campo elétrico, monitorando-se seu deslocamento através do microscópio. Carregando a placa superior positivamente e a inferior negativamente, seria possível parar a queda de uma gota por meio de um ajuste da quantidade de carga elétrica nas
uma fina folha de ouro, que consistia em um anteparo móvel revestido com sulfeto de zinco ligado a um transferidor circular que indicaria os ângulos. As partículas alfas são detectadas, pois ao colidirem com o anteparo, causam cintilações sobre ele. Verificou-se que, embora muitas das partículas atravessassem a folha com pouco ou nenhum desvio, algumas foram desviadas a valores superiores a 90º, ou seja, foram rebatidas após o choque sem atravessar a folha. Na fig. 2.9 podem ser comparados os desvios esperados das partículas alfa segundo o átomo de Thomson e o átomo de Rutherford. Rutherford concluiu que um átomo é composto por um pequeníssimo núcleo carregado positivamente, concentrando a maior parte da massa, no centro do átomo, rodeado por uma região comparativamente maior, contendo elétrons distribuídos por seu volume. Isso explica o fato de muitas partículas alfa passarem em linha reta e também aquelas partículas que passam próximas do núcleo serem fortemente repelidas por sua carga positiva, provocando assim os maiores ângulos de espalhamento observados.
Figura 2.8 - Experimento de Rutherford, Geiger e Marsden.
Figura 2.9 - Desvios esperados das partículas alfa: (a) átomo de Thomson (b) átomo de Rutherford.
Rutherford demonstrou também a existência de uma partícula de massa muito maior que a do elétron, de carga de igual grandeza, mas de sinal contrário, portanto, positiva, que compõe o núcleo dos átomos, denominada próton (1920). Em resumo, Rutherford sugeriu uma estrutura planetária, semelhante ao sistema solar, onde o núcleo corresponde ao sol e os elétrons aos planetas que se movimentas num espaço vazio em órbitas fixas (ver fig. 2.10).
Figura 2.10 - Modelo atômico de Rutherford.
Por outro lado, Rutherford havia observado que apenas cerca da metade da massa do núcleo se justificava pelos prótons. Sugeriu a existência de partículas de carga zero e de massa semelhante à do próton no núcleo atômico. Em 1932, o cientista inglês J. Chadwick solucionou a questão sobre a massa extra verificada, ao bombardear berílio com partículas (^) α e observar que eram emitidas partículas que realmente possuíam massa semelhante à dos prótons e que eram eletricamente neutras (não carregadas), os nêutrons.
2.5 Teoria atômica de Bohr: origens da teoria quântica
No início do século XX, os cientistas se confrontaram com um conjunto de observações que tornavam inconsistente a teoria atômica de Rutherford e que precisavam ser efetivamente esclarecidas. As observações do ponto de vista dos químicos e dos físicos que precisavam ser explicadas eram:
- a periodicidade das propriedades dos elementos quando organizados na tabela periódica de Mendelee (1869);
- a regularidade sistemática das frequências das linhas espectrais observadas por Balmer (1885);
- o dilema do átomo instável do modelo de Rutherford e o insucesso da física clássica para explicar o comportamento de elétrons em átomos (contradição aparente entre a eletrodinâmica e sua aplicação a elétrons);
- discrepância observada ao explicar os resultados experimentais da radiação emitida por sólidos aquecidos via as equações da teoria clássica da radiação (1900);
- insucesso da teoria clássica da radiação para explicar o efeito fotoelétrico (1905). Diante de tal situação, era imprescindível que houvesse uma reformulação do modelo do átomo. O maior mérito de Niels Bohr é ter concebido uma teoria satisfatória em relação à teoria atômica, propondo um modelo revolucionário no seu tempo. Bohr percebeu que a elucidação da estrutura atômica seria encontrada na natureza da luz emitida pelas substâncias submetidas a altas temperaturas ou a cargas elétricas. 2.5.1 O dilema do átomo estável
O átomo de Rutherford possuía um sério problema: um átomo contendo um núcleo pequeno de carga positiva com elétrons orbitando ao seu redor é instável pois:
Figura 2.12 - Espectro eletromagnético.
Figura 2.13 - Representação de ondas de diferentes comprimentos de onda (λ) e frequências (ν).
Vejamos algumas características das ondas mecânicas. O movimento ondulatório é periódico, ou seja, ele se repete no tempo. O tempo necessário para o corpo fazer uma oscilação completa (uma calha e uma crista) é o período T, dado em unidade de tempo (s). O inverso de T é a frequência (^) ν, que é o número de oscilações completas por segundo e tem por unidade s-1, denominada hertz (Hz). O A que aparece na fig. 2.10 é a amplitude, que consiste no deslocamento máximo em
relação ao equilíbrio (o eixo, no caso). O comprimento de onda λ corresponde à distância entre cristas sucessivas.
T
ν = (2.15)
A equação fundamental para o deslocamento de uma onda é
y ( x,t) = Asen(kx −ωt) (2.16)
onde k é uma constante associada ao comprimento de onda conhecida como número de onda, sendo que
λ
π
k (2.17)
e ω é a frequência angular, dada em radianos por segundo, que tem valor constante de
T
π ω = πν=. (2.18)
Segundo a teoria clássica da radiação, acreditava-se também que a energia das ondas eletromagnéticas que constituíam a luz dependia somente da amplitude e não da frequência ou do comprimento de onda dessas ondas. A teoria eletromagnética explicava com perfeição fenômenos óticos, tais como difração e o espalhamento, mas não era adequada para explicar a natureza da radiação emitida por corpos sólidos aquecidos. O corpo passa por estágios nos quais emite luz vermelha, amarela e branca à medida que a temperatura aumenta. A curva de distribuição das freqüências emitidas por um sólido determinadas utilizando a teoria ondulatória é insuficiente para explicar os resultados experimentais. Para melhor orientar o estudo rumo à elucidação da relação entre matéria-luz, o foco é saber se a luz é constituída por um feixe de partículas ou é o resultado da propagação de ondas. As principais teorias sobre a natureza da luz foram:
- Newton: sustentava a teoria corpuscular da luz e que esta se propagava em linha reta e não sofria difração;
- Huygens (meados do século XVII): propôs a idéia da luz como sendo um fenômeno ondulatório;
- Thomas Young (primeiro quarto do século XIX): assumiu o comportamento ondulatório da luz e suas experiências levaram-no a mensurar o comprimento de onda da luz;
- Augustin^ Fresnel:^ experiências^ sobre^ interferência^ e^ difração^ demonstraram fenômenos ópticos cuja aplicação da teoria corpuscular era inadequada (fenômenos ondulatórios). Provou a propagação retilínea da luz;
- Maxwell (1873): com ele a teoria ondulatória atinge seu apogeu com a publicação da teoria matemática do eletromagnetismo. Esta teoria conduzia a uma equação de onda que previa, a existência de ondas eletromagnéticas que se propagavam com velocidades que podiam ser calculadas pelas leis da eletricidade e do magnetismo e que coincidiam com os valores medidos para a velocidade da luz (c ≅ 3x10^8 m/s). Maxwell definiu que a luz consistia em ondas eletromagnéticas de comprimento de onda extremamente curto, visível ao olho humano entre 400 e 700nm;
- Heinrich^ Hertz^ (1888):^ produziu^ microondas,^ de^ origem^ evidentemente eletromagnética e mostrou que estas possuíam todas as propriedades das ondas de luz, consagrando experimentalmente a teoria eletromagnética da luz de Maxwell.
