INSTITUCIÓN EDUCATIVA “JULIO CÉSAR GARCIA”ÁREA DE CIENCIAS NATURALES Y EDUCACIÓN AMBIENTAL

PROFESOR: EDUARDO JAIME VANEGAS LONDOÑO

ESPECTROSCOPÍAMÉTODOS PARA IDENTIFICAR ELEMENTOS Y

COMPUESTOS

Método de identificación de elementos y compuestos

Una sustancia sometida a condiciones que incrementen su energía, después de cierto tiempo, regresa a su condición inicial, emitiendo esta energía en forma de radiación.

ESPECTROSCOPÍA:

Al pasar un rayo de luz a través de un prisma de vidrio, la luz se descompone y se observa su espectro

- Absorción de radiación electromagnética

- Transformación de energía cinética en colisiones inelásticas entre electrones y átomos

- Excitación térmica exponie- do la sustancia a calentamiento

¿CÓMO SE PUEDE INCREMENTAR LA ENERGÍA INTERNA DE UN CUERPO?

PRIMER ESPECTRÓMETRO.

Wallaston 1802

ESPECTRO SOLAR

Estudio de las líneas del espectro solar:

Forman parte de la naturaleza del espectro.

8 en el espectro visible. A,B....H

Espectro de la llama del reverbero de alcohol: donde aparece la doble línea D, aparece una doble línea amarilla.

- No vió relación de elementos.

Fraunhofer

1814:

Kirchhoff (1856)

Una sustancia que emite radiación de una λ, debe , a la misma T. absorber radiación de la misma λ.

Todo elemento tiene su propio espectro. Ninguna línea que pertenezca a un espectro determinado, aparecerá en otro cualquiera.

Logros:

Descubrimiento de nuevos elementos.

Explicación espectro solar.: Línea D: Sodio

Espectro de emisión: radiación emitida directamente por los átomos de la sustancia excitada.

Las líneas de color corresponden a longitudes de onda que emite la sustancia.

Espectro discreto

Espectro de absorción:

Se ilumina la muestra con radiación de amplio espectro. Se absorbe parte, (líneas negras) y parte pasa la muestra (zonas de color)

Algunos espectros

Sodio

ESPECTROS

Series espectrales del átomo de hidrógeno1883: A medida que λ se hace menor, la intensidad de la línea disminuye y las líneas se acercan: serie espectral.

Para el hidrógeno: 14 líneas

1885- Balmer: fórmula empírica

2 2

1 1

2cR nv = −

Rydberg 1890

Líneas que se desdoblan: dobletes, tripletes, etc..

2 21 2

1 1 1hR n nλ

= −

Si n1 = 1; n2 = 2, 3, 4, 5, ... Serie LymanSi n1 = 2; n2 = 3, 4, 5, 6, ... Serie Balmer

Si n1 = 3; n2 = 4, 5, 6, 7, ... Serie PaschenSi n1 = 4; n2 = 5, 6, 7, 8, ... Serie BracketSi n1 = 5; n2 = 6, 7, 8, 9, ... Serie Pfund .

Modelos atómicosGriegos- 500 a.c. Átomos: unidad fundamental e indivisible. No hay evidencia experimental.

Boyle- Siglo XVII- Elemento químico.

Berzelius - Finales XVIII. Ley empírica de proporciones definidas en combinciones químicas

Elementos formados por átomos indivisibles.

• Átomos de un mismo elemento son iguales.

• Átomos: unidades de cambios químicos: no se crean, destruyen o cambian.

• Moléculas: Combinación de átomos en números enteros

PRIMERA TEORÍA

ATÓMICADalton: 1803

Logros: Ley de proporciones definidas y conservación de la masa.

Faraday – 1833 Partículas con carga eléctrica. Unidad de carga eléctrica asociada al átomo.

1859. Carga eléctrica negativa: Rayos catódicos.

Thompson- 1897- Relación carga-masa del electrón

1/1836 masa del átomo de hidrógeno.

Electrones: parte constitutiva de los átomos.

Otros avances:

- 1898-1899: Atomos de un mismo elemento pueden tener masas diferentes, sin que cambien sus propiedades químicas: ISOTOPOS. P. Ej: Neón: 21, 22 y 23

-1896 Elementos pesados liberan espontáneamente partículas de tres clases:

α(+) (Nucleos de helio), β(-) γ (fotones muy energéticos) transformandose en otros: RADIOCTIVIDAD

NO MAS ATOMOS INDESTRUCTIBLES

MODELO DE THOMSON (1905)E

R r

Características

•Átomo neutro: Igual carga positiva y negativa

•Sistema estable: e- en posiciones de equilibrio. Fuerzas electrostáticas equilibradas.

•e- oscilan y emiten radiación electromagnética

Logros:

•Espectros atómicos (aunque no su carácter discreto)

•Conductividad y polarización

•Periodicidad de propiedades químicas

Comprobación experimental?

Rutherford sugiere el experimento que mas tarde realizan Geiger y Marsden

Thompson: Campo eléctrico débil: desviación mínima thompsonExperimento: pocas desviaciones grandes y 1 en 104 desviación de 1800 simulacion

Dispersión de partículas α (He ++)

Geiger Mardsden (1911)

MODELO DE RUTHERFORD

r

E

R

Características

•Átomo neutro: Igual carga + y –, pero carga + y masa concentradas en el centro. NUCLEO. Campo fuerte en r=0.

Logros:

•Dispersión de partículas α.•Atomos de un mismo elemento tienen igual carga positiva•Carga nuclear: n e-, número atómico: posición en tabla periódica.

Dificultades

Según la mecánica clásica el sistema electrón- núcleo es estable si e-

gira alrededor del núcleo.Pero: si e- gira debe emitir radiación: e- pierden energía, trayectoria en espiral modelo de Thompson.-solo espectros contínuos

DISPERSIÓN PARTICULAS α-El núcleo y la partícula α se tratan como puntos

-En el proceso α → N sólo actúa la fuerza electrostática de repulsión. Trayectoria hiperbólica con foco en N.

-Núcleo pesado. En reposo. dispersion

Cálculo aproximado de tamaño de Núcleo ≤ 10-28CM

Cotg (θ/2) = 4 π Kb / (Ze2 )

θb

MODELO DE BOHR – 1913HIPOTESIS:

Los electrones en un átomo, giran alrededor del núcleo en órbitas circulares de radio bien definido.

El momento angular de los electrones está cuantizado. Solo puede tomar ciertos valores. L=mvr = nh/2π

Un electrón que permanece en su órbita, ni emite ni absorbe energía. Si cambia de órbita, emite o absorbe fotones de energía hν = Em - En

DEDUCCION DE RADIOS Y ENERGIAS DE LOS ESTADOS ESTACIONARIOS

rP=mv

l=mvr= nh/2πn=1,2,3…

Ecuacion de fuerzas

2 2

2

v

4 o

m e

r rπε=

Despejando v

POR POSTULADO DE BOHR

22

2 2v

n

m r= h

2

0

v4emrπε=

entonces

vm r n=h

Igualando las dos expresiones para v2

2 2

2 2 4 o

n e

m r mrπε=h

Y despejando r,

22

2 2

4 or nm e

πε =

h

2

2 2

40.52o

o m ea πε

= =

hÅ

Llamamos ao = Radio de Bohr

2n or a n=Y por tanto

11

16

9

25

4

Orbitas de estados estacionarios

modelo

Energia asociada a c ada estado estacionario:

2 2

02 4

mv eE K V

rπε= + = −

Remplazando r

2 2 2

0 0 0

1

2 4 4 8

e e eE

r r rπε πε πε= − =−

2

2 20

1 13.6

8n

eE eV

r n nπε

=− =−

Niveles de energía del átomo de hidrogeno

El modelo de Bohr y las series espectrales

Consideremos una transicion entre dos orbitas rn y rm con enrgias En y Em

n mE E E∆ = −

2 2

2 2

13.6 13.6

1 113.6

En m

eVn m

∆ =− − − = −

coincide con la expresion de Rydberg

Cada linea del espectro corresponde a la emision de un foton debida a una transicion de un electron entre dos niveles atomicos

transiciones desde (o hasta) un mismo nivel constituyen una serie.

EXPERIMENTO DE FRANCK-HERTZ (1914)

Verificacion experimental de estados estacionarios

- Si existen, los atomos solo se excitan cuando se les suministre energia igual a la diferencia energetica entre dos niveles atomicos.

Caracteristicas:

* Gas de átomos de Hg a baja presión.* Electrones acelerados que chocan con el Hg.

* Si los e- incidentes tienen la energia para excitar el atomo, al chocar con el, ceden parte de su energia a los electrones atomicos que ‘suben’ de nivel (colision inelastica)

* En caso contrario, colision elastica sin perdida de energia

* Entre anodo y catodo: - Vr

Los e- que lleguen a la rejilla con K menor que eVr no podrán alcanzar el ánodo y regresarán a la rejilla. Estos

electrones no contribuirán a la corriente Ic.

Durante el viaje, del catodo al anodo, los e- chocan con los átomos de vapor de mercurio y pueden

perder energía.

Los e- que lleguen a la rejilla con una K de eVr o mayor impactarán en el ánodo pro-duciendo una

corriente Ic.

La Ic presenta varios picos espaciados 4.9 eV.

El primer valle, corresponde a los e- que han perdido toda su K después de una colisión inelástica con un átomo de Hg.

El segundo valle, corresponde a e- que han experimentado dos colisiones inelásticas consecutivas con átomos de Hg , y

así sucesivamente.

Cuando un e- realiza una colisión inelástica con un átomo de Hg, lo deja en un estado excitado,

volviendo al estado normal al emitir un fotón de λ = 2536 A y E=hν=hc/λ = 4.9 eV.

Esta radiación se observa durante el paso del

haz de e- a través del vapor de Hg

La energía del fotón es igual a la diferencia entre dos niveles de energía E2 y E1 del átomo de

mercurio

Principio de Correspondencia de Bohr

Las predicciones que hace la teoría cuántica para el comportamiento de un sistema físico, deben

corresponder a las predicciones de la física clásica para valores grandes de los números cuánticos.

Ejemplo: radiación emitida por un electrón en la óribita

Clásicamente: radiación de frecuencia igual a la de la orbita. Como ν = v/rn, re- emplazando v y rn,

tenemos:

Cuánticamente: radiación de energía igual a la diferencia de energía entre dos estados

consecutivos y frecuencia ν=ΔE/h

2 4

2 3 2 20

2 4

2 3 2 20

1 1

8 ( 1)

2 1

8 ( 1)

Z e m

h n n

Z e m n

h n n

ν ε

ε

= − +

+= +

Si n es grande 2n+1 ~ 2n

2 4 2 4

2 3 3 2 3 30 0

2

4 8

Z e m Z e m

h n h nν ε ε

= =

2 4

2 3 30

2

8

Z e m

h nν ε

=