- Marco teórico
- Series espectrales
- Equipo
- Procedimiento
- Tabulación de datos
- Preguntas
- Conclusiones
- Bibliografía
OBJETIVOS
Determinación de los niveles de energía de diferentes elementos químicos gaseosos.
Cada átomo es capaz de emitir o absorber radiación electromagnética, aunque solamente en algunas frecuencias que son características propias de cada uno de los diferentes elementos químicos.
Si, mediante suministro de energía calorífica, se estimula un determinado elemento en su fase gaseosa, sus átomos emiten radiación en ciertas frecuencias del visible, que constituyen su espectro de emisión.
Si el mismo elemento, también en estado de gas, recibe radiación electromagnética, absorbe en ciertas frecuencias del visible, precisamente las mismas en las que emite cuando se estimula mediante calor. Este será su espectro de absorción.
Se cumple, así, la llamada Ley de Kirchoff, que nos indica que todo elemento absorbe radiación en las mismas longitudes de onda en las que la emite. Los espectros de absorción y de emisión resultan ser, pues, el negativo uno del otro.
Puesto que el espectro, tanto de emisión como de absorción, es característico de cada elemento, sirve para identificar cada uno de los elementos de la tabla periódica, por simple visualización y análisis de la posición de las líneas de absorción o emisión en su espectro.
Estas características se manifiestan ya se trate de un elemento puro o bien combinado con otros elementos, por lo que se obtiene un procedimiento bastante fiable de identificación.
Podemos, en definitiva, identificar la existencia de determinados elementos químicos en la composición de sistemas inaccesibles, como pueden ser objetos astronómicos, planetas, estrellas o sistemas estelares lejanos, aparte de que, también, y debido al Efecto Doppler-Fizeau, podemos establecer una componente de velocidad de acercamiento o alejamiento de nosotros.
Uno de los logros más espectaculares de la teoría Cuántica es la explicación del origen de las líneas espectrales de los átomos.
Cuando se excitan en la fase gaseosa, cada elemento da lugar a un espectro de líneas único.
La espectroscopia es un medio de suma utilidad para analizar la composición de una sustancia desconocida.
A finales del siglo XIX se descubrió que las longitudes de onda presentes en un espectro atómico caen dentro de determinados conjuntos llamados series espectrales.
Fórmulas empíricas
Serie de Balmer (1885). Espectro visible del H.
Serie de Lyman. Ultravioleta.
Series en el Infrarrojo.
Reóstato
Lámparas espectrales
Espectroscopio
Fuente de luz
Utilice el soporte vertical para asegurar la lámpara espectral, cuidado de no apretar demasiado los soportes horizontales.
Conecte los terminales de la fuente de tensión, a los del reóstato y encienda dicha fuente.
Coloque el colimador del espectroscopio de 0.05 a 0.10 metros de la lámpara espectral e igualmente la lámpara de luz respecto del visor de escala.
Desplazando y rotando el espectroscopio, localice al espectro emitido y la escala. No modifique esta geometría del experimento.
Anote cada línea espectral, su color y su correspondiente valor de escala. Repita este procedimiento con cada lámpara espectral.
A. Construya una tabla de espectros para cada elemento, a colores.
B. Usando la relación de Planck, obtenga las energías respectivas para cada nivel, de todos los elementos utilizados y construya el diagrama de niveles de energía.
C. Compare tres de sus niveles obtenidos experimentalmente con los respectivos valores teóricos y explique el porqué de las diferencias.
D. Por qué son diferentes los espectros de los distintos elementos
E. Para el espectro del hidrogeno, establezca el error experimental respecto a los valores teóricos, en sus longitudes de onda.
A. ¿El espectro que usted observo, es de absorción o de emisión?
B. ¿A qué se debe la existencia de ciertos valores de energía (colores) que no concuerdan con la teoría desarrollada?
C. Suponga que usted no tuviera ningún dato de referencia inicial para relacionar longitud de onda con escala. Sugiera algún método para relacionar lectura de escala con la longitud de onda correspondiente.
Determinamos los niveles de energía de los elementos químicos gaseosos como el hidrogeno y el mercurio.
Aprendimos que el espectro de líneas no solamente nos muestra en que longitud de onda la luz (fotones) causan esos pequeños saltos de energía de los electrones, sino que nos permite saber con exactitud si tenemos pro ejemplo el espectro de una estrella (el Sol) los componentes que tiene esa estrella o lo vapores u elementos que están en aquella estrella, relacionando las longitudes de onda a los espectros atómicos de cada elemento.
Otra conclusión valiosa es que el hecho de poder palpar en la realidad los saltos de energía y poder manejar equipos que nos dan una idea del comportamiento de la materia en sí, nos permiten entender de mejor manera la teoría y más aún nos permite manejarla y explicarla.
Concluimos que el hecho de tomar una buena medición de datos y construir una tabla de datos adecuada es prácticamente la base de todo el proceso del informe, lo cual nos lleva a tener un mayor control y cuidado de los datos medidos.
Física moderna Halliday – Resnick
Fundamentos de Química– Fernando Bucheli
Internet, http://www.educaplus.org/luz/espectros.html
Internet, http://personales.ya.com/casanchi/fis/espectros/espectros01.htm
Internet, http://www.astrocosmo.cl/b_p-tiempo/b_p-tiempo-02.06.htm
Internet, http://es.wikipedia.org/wiki/Espectro_electromagn%C3%A9tico
Una de las consecuencias más importantes y fundamentales de la mecánica cuántica fue el establecimiento de un nuevo concepto: el de los niveles de energía; el cual establece que la energía de un sistema ligado, está cuantificado; esto es, la energía de dicho sistema tiene solo ciertos valores, los cuales generalmente son múltiplos enteros de un valor fundamental o estado base.
Muchos experimentos han comprobado la existencia de dichos estados estacionarios o niveles de energía. Uno de ellos es el que se refiere al "espectro de emisión" de átomos excitados.
Cuando a un electrón dentro de un sistema estable se le entrega energía externa, este realiza un salto cuántico a un nivel de energía superior; cuando esta energía externa deja de actuar, el electrón excitado tiende a volver a su nivel de energía básica; en esta transición, el electrón emite un fotón de energía igual a la que recibió para pasar al siguiente nivel excitado de energía.
Muchas de estas transiciones están en la región visible del espectro electromagnético, lo cual nos permite establecer un sencillo experimento para establecer directamente la frecuencia o longitud de onda del fotón emitido y usando la relación de Max Planck, podemos determinar su energía y así comparar con los valores teóricos.
Para el átomo de Hidrogeno, se cumple que:
Donde: Z = Número Atómico
n = 1, 2, 3… (Enteros positivos)
Fuente de alta tensión
Ecuación ajustada:
Reemplazando valores
Diremos que el hidrógeno emite, dentro del visible, en una cierta longitud de onda del naranja (6560 A), en otra del azul (4858 A), otra del índigo (4337 A) y otra del violeta (4098 A).
Los datos teóricos recogidos del espectro que el hidrógeno emite, dentro del visible, son: en una cierta longitud de onda del naranja (6560 A), en otra del azul (4858 A), otra del indigo (4337 A) y otra del violeta (4098 A).
Comparando nosotros medimos una franja de color anaranjado entre (6000A – 6200A), una azul muy clara, osea turquesa entre (4600A – 4800A) y la violeta entre (4000A – 4200A). Lo cual nos indica que tenemos un pequeño margen de error.
El Mercurio (Hg) emite radiación en dos longitudes de onda del visible: 5460 A (color verde) y 4358 A (color indigo).
Comparando para el Mercurio tenemos una franja verde entre (5200A -5400A) y el añil no lo tenemos por efecto de que había líneas que eran prácticamente imposible distinguir su color.
Son diferentes por el hecho de que la estructura atómica de cada elemento en la naturaleza está dada de cierta y única manera para cada uno, el efecto del espectro se da al enviar un fotón hacia un electrón de un nivel de energía del átomo del elemento estudiado, si utilizamos las fórmulas de Bohr, nos damos cuenta que por el cambio entre números atómicos obtendremos una cantidad diferente de energía.
En la práctica no existe una diferencia notable por el hecho de que los espectros llegan a tener márgenes de error muy pequeños, que con las fórmulas de Bohr se pueden diferenciar, y de hecho con la hipótesis de Planck también es posible obtener energías diferentes si no fuera porque las líneas del espectro que observamos están en rangos de 200, osea con un enorme margen de error.
Diremos que el hidrógeno emite, dentro del visible, en una cierta longitud de onda del naranja (6560 A), en otra del azul (4858 A), otra del añil (4337 A) y otra del violeta (4098 A).
Por ello nosotros hemos observado en la práctica un espectro de emisión de las dos sustancias analizadas.
Esto se debe a que en la medición de los valores existe un error que ya lo hemos podido calcular, éste error se produce por un sinnúmero de situaciones dadas en el laboratorio, ángulos de enfoque, apreciación visual de la escala, la apertura del ojo del espectrómetro, etc.
Un método puede ser relacionando el voltaje aplicado, con algunas magnitudes, y sacar la frecuencia, con la cual ya se podría obtener la longitud de onda.
Autor:
Claudia Anaguano
Néstor Jínez
Primero A Electrónica
ESCUELA SUPERIOR POLITECNICA DEL EJÉRCITO
FISICA CUÁNTICA Y SEMICONDUCTORES