Espectros de emisión y absorción.

Espectros de emisión y absorción.
Los espectros de emisión y absorción de luz por los átomos
permitieron la justificación y ampliación del modelo cuántico.
Espectros de emisión:
•
•
•
•

Calentar un gas a alta temperatura
Colocar en la llama vapores de una sustancia
Producir una descarga eléctrica en el interior del gas
Provocar la circulación de corriente eléctrica en un gas a
bajapresión

La radiación emitida por los gases puede separarse en sus
diferentes longitudes de onda por medio de un prisma.

Cada sustancia presenta un espectro de emisión
característico, lo que ha permitido el descubrimiento de
nuevos elementos.

Espectro de absorción
Wollaston en 1802 encontró siete líneas obscuras espaciadas
irregularmente. Doce años después Fraunhofer encontró
varioscientos de líneas oscuras.

Espectro de emisión del sodio

Espectro de absorción del sodio

La fórmula de Balmer
En 1885, Johann Jacob Balmer encontró una relación
numérica entre las líneas espectroscópicas. Estas coincidían
con los resultados experimentales reportados por Anders
Jonas Ångstrom.

⎛ n2 ⎞
λ = b⎜ 2 2 ⎟
⎜n −2 ⎟
⎝
⎠
Donde b=3645.6Å, para n= 3, 4, 5 y 6.
Problema:Las líneas de emisión medidas por Ångstrom fueron:
Nombre de Hα
la línea
λ (Å)
6562.10
Color
Rojo

Hβ

Hγ

Hδ

4860.74
Verde

4340.1
Azul

4102.2
Violeta

Determina las previstas por la relación de Balmer así como el
porcentaje de error (⏐λ-λexp⏐/λexp)100

En 1890, Johannes Robert Rydberg encontró dos
generalizaciones fundamentales en los espectros de otros
elementos.Empleó números de onda:

ν =

1

λ

4⎛ 1 1 ⎞
− 2⎟
2
b⎝2 n ⎠
⎛1 1⎞
ν = RH ⎜ 2 − 2 ⎟
⎝2 n ⎠

ν= ⎜

RH=109677.581cm-1
Finalmente la ecuación correcta es:

⎛1 1⎞
ν = RH ⎜ 2 − 2 ⎟
⎜n n ⎟
1 ⎠
⎝ 2

n1>n2

esta ecuación surge de aplicar la ecuación de Balmer

Con esta ecuación se reproducen las líneas de emisión del
Hidrógeno.

De modelos a modelos, el modelo del átomo.Con el descubrimiento del núcleo atómico realizado por
Rutherford, se empezó a utilizar éste como base de un
modelo clásico del átomo.
Se consideraba la fuerza de atracción entre el núcleo y
electrón (para el átomo más sencillo) como la de Coulomb. La
representación era de un electrón atraído hacia una masa
mucho mayor que él. A este modelo se le denominó como
planetario.

Dado que elnúcleo se encuentra en reposo y el electrón se
encuentra girando alrededor de él, la energía total sería:

1
Ec = mv2
2
V =κ

qq '
r

Ze2
V = −κ
r
1 2
Ze2
E = Ec + V = mv − κ
2
r
Considerar que la fuerza eléctrica es igual a Fe=m a

V
κZe2
E= =−
2
2r
La frecuencia, f, con la que gira el electrón dependerá del
radio de la orbita, r:

1 ⎛ κZe 2 ⎞
⎜
f =
⎜ mr 3 ⎟
⎟
2π⎝
⎠

1/ 2

Determinar las frecuencias y la energía para un átomo de
hidrógeno si r=1Å y r=2Å. Determinar la velocidad del
electrón.

Consideración clásica:
Como resultado de la emisión de radiación ultravioleta, la
energía del electrón se reduciría, lo que haría girar al electrón
más cerca del núcleo y a mayor velocidad. El átomo irradiaría
continuamente. Al acercarse más al núcleo, suenergía
decrecería más y la radiación sería de mayor frecuencia.
De acuerdo con los resultados obtenidos, la trayectoria del
orbital sería una espiral y disiparía cada vez más energía
radiante de forma continua.

El modelo atómico de BOHR

En 1913, Niels Bohr desarrolló un modelo atómico
abandonando las consideraciones de la electrodinámica
clásica y tomando en cuenta la cuantización dela energía en
la interacción radiación-materia.
La propuesta de Bohr fue ponerle restricciones al modelo
planetario:
1. No se aplica el resultado clásico de que una carga
acelerada emite radiación continuamente.
2. El proceso de absorción y emisión de un átomo sólo
puede realizarse discontinuamente.
3. la cantidad de energía radiada en una emisión
fundamental debe ser igual a nhν...