Espectros Y Nombres De Elementos

El estudio del espectro del hidrógeno permite observar que las líneas espectrales se agrupan en series dependiendo de la energía emitida.
El espectro del hidrógeno se representa de manera sencilla por la relación :

donde :
1/l es el número de ondas (las ondas que hay por unidad de longitud)
RH es la constante de Rydberg (109677’8 cm-1)
N1 y N2 son números enteros tales que N1 > N2
Hoyse conocen cinco series de rayas en el Hidrógeno, que de mayor a menor energía son :
Serie de Lyman : N1 = 1  y N2 = 2,3,4.... (ultravioleta). Son las radiaciones emitidas por los electrones al pasar de los estados superiores a los de más baja energía.
Serie de Balmer : N1 = 2  y N2 = 3,4,5.... (visible). Son las radiaciones emitidas por el paso de los electrones de los estados 3º y siguientesal 2º.
Serie de Paschen : N1 = 3  y N2 = 4,5,6.... (infrarrojo próximo).Del 4º y siguientes al 3º.
Serie de Brackett : N1 = 4  y N2 = 5,6,7.... (infrarrojo). Del 5º y siguientes al 4º.
Serie de Pfund : N1 = 5  y N2 = 6,7,8.... (infrarrojo lejano). Del 6º y siguientes al 5º.
Cada serie está formada por un número de líneas brillantes hasta que, a partir de una determinada longitud de onda seobtiene un espectro continuo. El valor correspondiente al límite de cada serie se obtiene dando a N2 el valor infinito. Por tanto, la longitud de onda límite de cada serie será :

      Primer postulado
    El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía radiante.
   Segundo postulado

    Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene un momentoangular que es múltiplo entero de h/(2 · p). Puesto que el momento angular se define como L = mvr, tendremos:
 mvr = n · h/(2 · p)    ->    r = a0 · n2     donde:
m: masa del electrón = 9.1 · 10-31 kg
v: velocidad del electrón
r: radio de la órbita que realiza el electrón alrededor del núcleo
h: constante de Planck
n: número cuántico = 1, 2, 3...
a0: constante = 0,529 Å

    Así, elSegundo Postulado nos indica que el electrón no puede estar a cualquier distancia del núcleo, sino que sólo hay unas pocas órbitas posibles, las cuales vienen definidas por los valores permitidos para un parámetro que se denomina número cuántico, n.

    Tercer Postulado

    La energía liberada al caer el electrón desde una órbita a otra de menor energía se emite en forma de fotón, cuyafrecuencia viene dada por la ecuación de Planck:

                            Ea - Eb = h · v 

    Así, cuando el átomo absorbe (o emite) una radiación, el electrón pasa a una órbita de mayor (o menor) energía, y la diferencia entre ambas órbitas se corresponderá con una línea del espectro de absorción (o de emisión).
Los nombres de los elementos proceden de sus nombres en griego, latín,inglés o llevan el nombre de su descubridor o ciudad en que se descubrieron.
* Hidrógeno (H): del griego ‘engendrador de agua’.
* Helio (He): de la atmósfera del Sol (el dios griego Helios). Se descubrió por primera vez en el espectro de la corona solar durante un eclipse en 1868, aunque la mayoría de los científicos no lo aceptaron hasta que se aisló en la Tierra.
* Litio (Li): del griegolithos, ‘roca’.
* Berilio (Be) de beriio, esmeralda de color verde
* Boro (B): del árabe buraq.
* Carbono (C): carbón.
* Nitrógeno (N): en griego nitrum, ‘engendrador de nitratos’
* Oxígeno (O): en griego ‘engendrador de óxidos’ (oxys).
* Flúor (F): del latín fluere.
* Neón (Ne): nuevo (del griego neos).
* Sodio (Na): Del latín sodanum (sosa). El símbolo Na vienedel latín nátrium (nitrato de sodio).
* Magnesio (Mg): de Magnesia, comarca de Tesalia (Grecia).
* Aluminio (Al): del latín alumen.
* Silicio (Si): del latín sílex, sílice.
* Fósforo (P) del griego phosphoros, ‘portador de luz’ (el fósforo emite luz en la oscuridad porque arde al combinarse lentamente con el oxígeno del aire).
* Azufre (S) del latín sulphurium.
* Cloro...