Electroscopia optica

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Espectroscopia Óptica

Juan David Lopez
Sebastián Camargo Otalvaro
Duvan López Marin
Yeison Gómez

Subgrupo 4

Universidad Tecnológica de Pereira/Risaralda.
Laboratorio de Física III
Pereira
2010
Objetivos:

1. Utilizar el espectroscopio como herramienta para la identificación de elementos desconocidos por medio de su espectro de emisión
2. A través del estudio del espectro deemisión del hidrógeno, verificar la teoría de Bohr sobre el átomo de hidrógeno mediante de la determinación de la constante de Rydberg
Materiales
* Equipo conformado por espectroscopio, l´ampara y fuente de 220 V Corriente alterna.
* Tubos espectrales de : Cd, Hg, Zn, Ne, He, Na, K, Rb.
* Tubo espectral de H.
* Soportes para tubos espectrales.
* Cables de conexi´onPrecauciones
• Iluminar bien el espectroscopio y observar la escla en forma n´ıtida.
• Colocar cada tubo enfrente del telescopio del espectroscopio cercior´andose que la ventana est´e abierta y enfocada.
• La vida u´til de los tubos se amplia si la operaci´on se hace en ciclos no mayores de 30 segundos dejandolo descansar el mismo tiempo que estuvo encendido para poder as´ı alargar la vidau´til de los tubos
Fundamento Te´orico
Un ´atomo o mol´ecula puede absorber o emitir radiaci´on electromagn´etica solo de frecuencias bien definidas, debido a que los electrones dentro del atomo se encuentran en estados energ´eticos llamados ”estacionarios” . La existencia de estos estados estacionarios impiden que el electr´on sea capaz de variar su energ´ıa continuamente,dando lugar a lo que se conoce como cuantizaci´on de la energ´ıa. As´ı, la u´nica posibilidad para que el electr´on aumente su energ´ıa ocurre cuando efectu´a ”saltos” entre niveles permitidos, emitiendo o absorbiendo en ese proceso una cantidad discreta de energ´ıa. Esta cantidad se puede cuantificar a trav´es de la siguiente formula que relaciona la energ´ıa E de un estadoestacionario con la de otro cualesquiera El:
El = E ± hv.
En donde hv se define como el cuanto de energ´ıa, h es la constante de Planck y v la frecuencia de la radiaci´on. La ecuaci´on 10.1 se obtiene aplicando los siguiente postulados de Niels Bohr (1913):
• Un sistema at´omico puede existir en estados estacionarios o cuantizados cada uno de los cuales tiene una energ´ıa definida.Las transiciones de un estado
Estacionario a otro estan acompañadas por una ganancia o perdida de una
cantidad de energ´ıa igual a la diferencia de energ´ıa entre los dos estados: La energ´ıa ganada o perdida aparece como un cuanto de radiaci´on electro- magn´etica

• Un cuanto de radiacion tiene una frecuencia v igual a su energ´ıa dividida por la constante de Planck,Transiciones entre los estados estacionarios de un ´atomo, una mol´ecula o un nu´cleo. La separaci´on entre los niveles de energ´ıa y las transiciones posibles dependen de la naturaleza del sistema

alrededor del nu´cleo y que el momentum angular L de ´este electr´on deb´ıa ser un mu´ltiplo entero de h¯ = h . Al unir estas ideas es posible calcular la energ´ıa de los estadosestacionarios del electr´on.

En donde R es la constante de Rydberg, c la velocidad de la luz, e la carga el´ectrica del electron n un entero positivo que denota el nivel energ´etico en donde n denota el estado energ´etico inicial o base y m el final para el caso de emision. La anterior ecuaci´on en su forma emp´ırica recibi´o el nombre de Ecuacion de Balmer en honor a Johan Jacob Balmer quiencataloga las l´ıneas espectrales del hidr´ogeno. En este caso n = 2 y m = 3 , 4 y 5, para rojo, verdeazul y violeta respectivamente



DATOS Y GRÁFICOS
Mercurio (Hg) | | Potasio (K) |
Color | x | Longitud de onda | | Color | x | Longitud de onda |
Amarillo | 7,9 | 5770 | | Rojo | 6,8 | 6307 |
Azul | 11,6 | 4358 | | Amarillo | 8 | 5772 |
Violeta | 13,1 | 4078 | | Verde |...
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