UNICENFacultad de IngenieríaIngeniería QuímicaQuímica inorgánica

TRABAJO PRÁCTICO Nº 1: Espectros atómicos

Mentasti, Luciana.

Olavarría, 22 de marzo de 2012

OBJETIVO

-Registrar y analizar los espectros de emisión, determinar la longitud de onda () y la energía correspondiente a la línea espectral

INTRODUCCIÓN

Espectroscopía- Espectros de emisión

Se dice que un electrón de un átomo está en el estado fundamental cuando se encuentra en el orbital de menor energía (Ef).

Un electrón que se encuentra en el estado fundamental es capaz de abserver energía para saltar a niveles energéticos superiores (orbitales extremos vacios), pasando a un estado excitado (Ex). Para que se produzca dicha transición, es necesario que el electrón absorba un cuanto de energía E=Ex-Ef

Al volver al estado fundamental, el electrón pierde la energía que había absorbido y emite una radiación cuya longitud de onda está relacionada con dicho salto energético.

E=h.=h. c/ (Ecuación de Planck)

Si se suministra energía (luz, calor) a un átomo multielectrónico, los electrones de su última capa pueden pasar de sus estados fundamentales a estados excitados, absorbiendo cada uno de ellos uno cuanto de energía correspondiente a su salto respectivo.

Al volver al estado fundamental cada electrón emitirá una radiación de longitud de onda determinada. Debido a este fenómeno, muchas sustancias absorben energía a altas temperaturas, para luego devolverla en forma de radiación luminosa de diferentes longitudes de onda que corresponden a transiciones electrónicas propias.

Haciendo pasar un haz de rayos paralelos de la luz emitida por un elemento a través de un prisma de un espectroscopio, este la dispersa en sus longitudes de onda componentes y es posible observar el espectro de emisión correspondiente a dicho elemento.

Se trata de un espectro discontinuo, formado por líneas de distintos colores, cada una de ellas ubicada a una longitud de onda determinada, posición que depende de la transición electrónica que le dio origen. Cada elemento posee un espectro de líneas único y característico, ya que la posición relativa de las líneas que lo componen está íntimamente relacionada con la estructura electrónica de los átomos.

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CÁLCULOS Y RESULTADOS

a) Calibración.

-Tabla correspondiente al espectro de emisión del helio (He)COLOR Ángulo

(grados)Ángulo (radianes) (Å)

Rojo 333°22’ 333,37 7065,2Rojo 335°53’ 335,88 6678,15Amarillo 338°57’ 338,95 5875,63Verde 340°59’ 340,98 5047,7Verde 342°8’ 342,13 5015,68Verde 342°30’ 342,5 4921,93Azul 4713,15Índigo 4471,48Índigo 343°16’ 343,27 4387,1Violeta 344°8’ 344,13 4143,7Violeta 4120,8Violeta 4026,2Violeta 346°18’ 346,3 3964,8

-Recta de calibración del espectroscopio (longitud de onda vs ángulo en radianes)

332 334 336 338 340 342 344 346 3480

1000

2000

3000

4000

5000

6000

7000

8000

f(x) = − 262.721677474172 x + 94777.9180965331R² = 0.975671652947097

Longitud de onda () vs ángulo

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b) Determinación de la longitud de onda y de la energía correspondiente a las líneas espectrales del hidrógeno.

-Tabla correspondiente al espectro de emisión del hidrógeno (H)Raya espectral Ángulo (Å) ∆E ni nfAzul 344°31’=344,516 4273,657 -4,578*10-19J 5 2Verde 342°40’=342,666 4759,642 -4,087*10-19J 4 2Roja 336°15’=336,25 6445,125 -3,03*10-19J 3 2Se adjuntan los cálculos y la deducción de la fórmula utilizada.

c) Observación de los colores de la llama de diversas sustanciasCatión de la sal ColorSodio Amarillo- AnaranjadoLitio FucsiaPotasio Amarillento (más claro que el de Na)Cobre VerdeEstroncio FucsiaBario Verdoso claroNiquel Amarillo (con chispas)

CONCLUSIÓNCómo se pudo observar, en las dos primeras partes, mediante unas simples mediciones (y observaciones) y el empleo de una ecuación matemática relativamente sencilla se pudo calcular la energía emitida por los electrones de regreso a su nivel de energía más estable (es decir, luego de ser excitados, para estabilizarse). Además, también se pudo calcular el nivel energético del cual provienen.Además, no hay que perder de vista que este trabajo de laboratorio se basa en el hecho de que cada elemento tiene un espectro de emisión de líneas único, que los identifica. Por esta razón se dice que el espectro de un elemento es la “huella dactilar” del mismo.Por otra parte, al exponer al fuego diferentes sales (compuestas por diferentes cationes, como son el sodio, litio, potasio, cobre, estroncio, bario y níquel) las mismas se queman, emitiendo llamas de diferentes colores. Paralelamente al caso de los espectros de línea, ésta también es una característica de cada elemento, por lo que a partir de esta simple técnica se pueden identificar las composiciones de distintas sales.

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