Fisica

Química Inorgánica-63.13- Dra.Silvia E. Jacobo

RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA Y ESPECTROS ATÓMICOS

Tipos de radiaciones electromagnéticas según λ.
• • • • • • • 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

ν =

c

λ

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

λ

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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 energéticos asociados a saltos electrónicos. AsíPlank 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”, la energía 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 (h x n).

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E = h ×ν
c

ν =
E mfotón = ------c2 = hc/λ ------c2 = h -------λc

λ

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

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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 mc
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 radiacionesdispersadas 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 de absorción).

Series espectrales. Las diferentes líneas que aparecieron en elespectro 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 del espectro

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Series espectrales
n=∞ n=6 n=5n=4
Bracket Pfund

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)
n=∞ n=5 n=4 Energía n=3 n=2 E= 0J E = –0,87 · 10–19 J E = –1,36 · 10–19 J E = –2,42 · 10–19 J 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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Ejercicio A: Determina la energía cinética con la que será expulsado un electrón del cesio al emplear una radiación de...