Estructura atomica

Química Inorgánica-63.13- Dra.Silvia E. Jacobo

RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA Y ESPECTROS ATÓMICOS

λ

Tipos de radiaciones
electromagnéticas según λ.

ν =

•
•
•
•
•
•
•

Rayos γ
Rayos X
Rayos UV
Radiación visible.
Rayos IR
Microondas
Ondas de radio

•
•
•
•
•
•

Ondas de radar
Ondas de TV.
Onda ultracorta
Onda corta.
Onda media.
Onda larga

c

λwww.uned.es/cristamine/crist_opt/ cropt_intr.htm

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ESPECTRO ELECTROMAGNETICO

www.puc.cl/sw_educ/qda1106/ CAP2/2B/2B1/

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Hipótesis de Plank. Cuantización de la energía
El estudio de estas rayas espectrales permitió relacionar la emisión de
radiaciones de determinada “l“ con cambios energéticosasociados a saltos
electrónicos. Así Plank supuso que la energía estaba cuantizada, al igual que
ocurría con la masa o la carga; es decir, la energía absorbida o desprendida de
los átomos sería un múltiplo de una cantidad establecida o “cuanto” que
correspondería a la energía correspondiente a la energía emitida o absorbida
por un átomo.
Así, si un átomo emite radiación de frecuencia “ν”, laenergía desprendida por
dicho átomo sería:

E = h ×ν

Y la energía total emitida será por tanto un múltiplo de esta cantidad, según el
número de átomos que emitan: E = n h x n, en donde h = 6,626 10–34 J x
s (Constante de Plank) y "n" es un número entero (nº de átomos emisores), lo
cual significa que la energía ganada o cedida por un átomo es un múltiplo de la
cantidad de energía mínima (hx n).

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E = h ×ν

ν =
E
mfotón =

------c2

hc/λ
=

------c2

h
=

-------λc

que nos dice que la masa del fotón depende
de la longitud de onda de la radiación luminosa.

c

λ

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Ejemplo:
Calcula la energía de fotones de rayos X cuya longitud de
onda es de 0,6 nm.
(h =6,625 x 10–34 J s)

3 × 108 m s
= 5 × 1017 s −1
ν= =
λ 0,6 × 10−9 m
c

E = h x ν = 6,625 x 10–34 J s x 5 x 1017 s–1
E = 33,125 x 10–17 J = 3,3125 x 10–16 J

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Espectros atómicos.
Cuando a los elementos en estado gaseoso se les suministra energía
(descarga eléctrica, calentamiento...)éstos emiten radiaciones de
determinadas longitudes de onda.
Estas radiaciones dispersadas en un prisma de un espectroscopio se ven
como una serie de rayas, y el conjunto de las mismas es lo que se conoce
como espectro de emisión.
Igualmente, si una luz continua atraviesa una sustancia, ésta absorbe
unas determinadas radiaciones que aparecen como rayas negras en el
fondo continuo (espectro deabsorción).

Series espectrales.
Las diferentes líneas que aparecieron en el espectro del hidrógeno se podían
agrupan en diferentes series cuya longitud de onda es más parecida:
Serie Lyman:
zona ultravioleta del espectro.
Serie Balmer:
zona visible del espectro.
Serie Paschen zona infrarroja del espectro.
Serie Bracket: zona infrarroja del espectro.
Serie Pfund:
zona infrarroja delespectro

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Series espectrales
n=∞
n=6
n=5
n=4

Pfund
Bracket

n=3
n=2

Paschen

Balmer

ΔE = h · ν
n=1

Lyman
SERIES: Lyman Balmer

Paschen Bracket Pfund

Espectro
UV Visible

Infrarrojo

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Niveles permitidos
(para el átomo de hidrógeno)

Energía

n=∞
n=5
n=4

E=0J
E = –0,87 · 10–19 J
E = –1,36 · 10–19 J

n=3

E = –2,42 · 10–19 J

n=2

E = –5,43 · 10–19 J

n=1

E = –21,76 · 10–19 J

⎛ 1
1 ⎞
= R ×⎜ 2 − 2 ⎟
λ
⎝ n1 n2 ⎠
1

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EFECTO FOTOELECTRICO

Ecinética

1
= m v 2 = h × ν − E ioniz = h (ν − ν 0 )
2

Ayuntamiento La Coruña (ver animación)

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