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Competencia
Competencia
El alumno:
Identifica los espectros de emisión y absorción de compuestos o elementos químicos.
Identifica e interpreta frecuencia, energía y longitud de onda de una determinada radiación; por medio de cálculos matemáticos.
Interpreta las series espectrales en el átomo de hidrógeno.
Exclusivo docentes, registro de material y/o equipo de Laborarorio de Química para práctica 4.
Teoría
Teoría
¿Has oído hablar de la luz, de los rayos infrarrojos, los rayos X, las ondas de radio, los rayos ultravioleta, los rayos gama y las microondas? Todos ellos forman el espectro electromagnético (figura 4.1). Estos tipos de radiación que constituyen el espectro, en realidad son lo mismo, son ondas electromagnéticas generadas en las estrellas que viajan a la velocidad de la luz. Las ondas electromagnéticas consisten en la variación de un campo eléctrico y otro magnético, perpendiculares entre sí. La única diferencia entre ellas es su longitud de onda o su frecuencia[4].
La naturaleza de la luz ha sido estudiada desde hace muchos años por científicos como Newton y Max Plank. Para los astrónomos conocer la radiación electromagnética es un elemento clave debido a que toda la información que obtienen de las estrellas llega a través de su radiación. La luz que emite el Sol o un foco no es más que una forma de energía, conocida como energía radiante[4].
La luz de la región visible del espectro es la luz blanca. ¿Recuerdas el experimento de Newton de pasar un haz de luz blanca a través de un prisma? Lo que sucede es que al refractarse la luz al pasar por el prisma se descompone en todos los colores del arcoíris, que por cierto no son siete, sino una infinidad de colores diferentes. La transición de uno a otro es gradual, por lo que es imposible definir el límite entre un color y otro. Los diferentes colores en los que se descompone la luz representan distintas cantidades de energía radiante y diferentes longitudes de onda. Los colores en que se descompone la luz se conoce como espectro continuo [4].
Espectros atómicos y Átomo de Bohr
Espectros atómicos y Átomo de Bohr
Los sólidos incandescentes (“al rojo vivo” o “al blanco vivo”), los líquidos y los gases a alta presión generan espectros continuos. Sin embargo, cuando se hace pasar una corriente electrónica a través de un gas en un tubo al vacío a presiones muy bajas, la luz que emite el gas puede dispersarse con un prisma en líneas distintas (figura 4.2a). El espectro de emisión resultante se describe como espectro de líneas brillantes. Las líneas pueden registrarse fotográficamente y la longitud de onda de la luz que produce cada línea puede calcularse según la posición de dicha línea en la fotografía [2] .
Figura 4. 2 A) Espectro de emisión de un gas en un tubo al vacío a presiones muy bajas; B) Espectro de absorción.
En forma semejante, podemos dirigir un haz de luz blanca (construida por una distribución continua de longitudes de onda) a través de un gas y analizar el rayo de luz que emerge. Sólo encontraremos que se absorben ciertas longitudes de ondas (figura 4.2b). Las longitudes de onda que se absorbieron en este espectro de absorción son iguales a las que se emitieron en experimentos de emisión. Cada línea espectral corresponde a una longitud de onda especifica de luz y, por consiguiente, a una cantidad especifica de energía absorbida o emitida. Cada elemento exhibe su propia serie característica de líneas en sus espectros de emisión o absorción (figura 4.3). Estos espectros sirven como ·huellas dactilares que nos permiten identificar elementos presentes en una mezcla [1,2].
Figura 4.3 Espectro de emisión y de absorción de un mismo elemento.
Cuando se hace pasar corriente eléctrica a través de hidrógeno gaseoso a presión muy baja, se produce un espectro con varias series de líneas (figura 4.4) [2].
Muchos científicos estudiaron estas líneas. A fines del siglo XIX, Johann Balmer (1825-1898) y Johannes Rydberg (1854-1919) demostraron que las longitudes de onda de líneas del espectro del hidrógeno pueden relacionarse mediante la ecuación matemática:
Las n son enteros positivos y n1 es menor que n2. Se derivó la ecuación de Balmer-Rydberg a partir de numerosas observaciones y no a partir de la teoría; por lo tanto, se trata de una ecuación empírica [1,2].
Dado que esta transición lleva a la emisión de un fotón de frecuencia v y energía hv , podemos escribir:
En 1913, Niels Bohr (1885-1962), un físico danés, dio una explicación a las observaciones de Balmer y Rydberg. Escribió ecuaciones que describían al electrón del átomo de hidrógeno girando en un conjunto discreto de órbitas circulares alrededor de su núcleo. También incluyó el supuesto de que la energía electrónica está cuantizada, lo cual significa que sólo son posibles ciertos valores de energía electrónica [2].
Esto lo llevó a sugerir que los electrones sólo pueden ocupar ciertas órbitas discretas y que estos absorben o emiten energía en cantidades definidas con forme se desplazan de una órbita a otra. En consecuencia, cada órbita corresponde a un nivel de energía definido del electrón. Cuando un electrón pasa de un estado de baja energía a uno de alta, esté absorbe una cantidad definida (cuantizada) de energía. Cuando un electrón regresa al nivel de energía original, emite exactamente la misma cantidad de energía que absorbió al ir del nivel bajo de energía al de mayor energía. En la figura 4.5 se ilustra de forma esquemática estas transiciones. Los valores de n1 y n2 de la ecuación de Balmer-Rydberg identifican los niveles bajo y alto, respectivamente, de dichas transiciones electrónicas [1.2].
El espectro de emisión del hidrógeno abarca una amplia gama de longitudes de onda, desde el infrarrojo hasta el ultravioleta. En la tabla 4.1 se indican las series de transición para el espectro de este átomo que llevan el nombre de sus descubridores. La serie de Balmer fue más fácil de estudiar porque muchas de sus líneas caen en la región visible [1].
Tabla 4.1 Las diferentes series en el espectro de emisión del hidrógeno atómico.
Figura 4.5 Niveles de energía en el átomo de hidrógeno y las diferentes series de emisión. Cada nivel de energía corresponde a la energía asociada al estado energético permitido para una órbita, tal como Bohr lo postuló y se mostró en la figura 4.3. Las líneas de emisión se han nombrado de acuerdo con el esquema en la tabla 4.1.
Cada línea horizontal representa un nivel de energía permitido para el electrón del átomo de hidrógeno; estos niveles se indican con su número cuántico principal [1].
Ver el siguiente vídeo "El espectro electromagnético 1 NASA"
Ver el siguiente vídeo "El espectro electromagnético 1 NASA"
Fuente: NASA [Hi Visión Optical] (23 de abril del 2020). El espectro electromagnético: Introducción. https://youtu.be/YT1Qj8kB-Y
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Referencias bibliográficas
Referencias bibliográficas
[1] Raymong Chang y Ken Golsby. (2017). Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos. En Química (282-286). México: McGraw-Hill.
[2] Kenneth W. Whitten, Raymond E. Davis, M. Larry Peck y George G. Stanley. (2015). Estructura de los átomos. En Química (138-141). México: CENGAGE Learning.
[3] García Fabila, Ma. Magdalena. “Apuntes para Espectrometría de Radiación Ultravioleta Visible (UV/VIS)”. Universidad Autónoma del Estado de México, Toluca México, Octubre 2016.
[4] B@UNAM de la Coordinación de Universidad Abierta, Innovación Educativa y Educación a Distancia de la Universidad Nacional Autónoma de México. (19 de febrero 2022). Espectro electromagnético. http://uapas1.bunam.unam.mx/ciencias/efecto_doppler/
[5]Unidad de Formación y Docencia del Observatorio de París. (19 de febrero de 2022). Las familias de las líneas del hidrógeno. https://media4.obspm.fr/public/VAU/temperatura/radiacion/espectroscopia/lineas-hidrogeno/OBSERVER.html
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