Espectros de emision de átomos y de absorción de moléculas
Enviado por Diego Pesca • 23 de Septiembre de 2023 • Informes • 880 Palabras (4 Páginas) • 30 Visitas
[pic 1] | Química General e Inorgánica para Química, Oceaografía, Paleontología, Geología, Alimentos, Biología y Atmósfera – 1er Cuatrimestre 2023 | Unidad 2 |
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TRABAJO PRÁCTICO DE LA UNIDAD 2: ESPECTROS DE EMISION DE ÁTOMOS Y DE ABSORCIÓN DE MOLÉCULAS
Turno 10
Integrantes:
- Camila Orellana
- Diego Pesca
Modelo de INFORMES de los Trabajos Prácticos de la UNIDAD 2
Átomos: Espectro de emisión del átomo de hidrógeno – Serie espectroscópica visible – Uso de la fórmula de Rydberg
Introducción:
La emisión de luz de los átomos puede ser vista como un mecanismo para perder o ganar energía al estar en un estado excitado. Una de las características de la configuración electrónica del átomo es su espectro de emisión.
Cuando un átomo se excita en un estado de baja energía, puede subir a un estado superior y si esta excitación fue llevada a cabo por absorción de un fotón de luz de longitud de onda[pic 3], se cumple lo siguiente:
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c: 3x108 m/s (Velocidad de la luz en el vacío). h: 6.626x10-34 J (Constante de Planck). El proceso inverso a la absorción se denomina emisión, siendo ahora [pic 5] la longitud de onda del fotón emitido.
El físico Johann Jacob Balmer postuló que las longitudes de onda de las líneas visibles del espectro de emisión del hidrógeno, seguían la siguiente fórmula:
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Donde n corresponde a la línea observada del espectro, R la constante de Rydberg quién generalizó la fórmula de la siguiente forma:
[pic 7]
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Objetivos:
- Se midieron las longitudes de onda de las líneas de emisión a través del espectro de emisión visible del hidrógeno.
-Determinar de manera empírica la constante de Rydberg.
Procesos que ocurren en la lámpara:
En primer lugar lo que se ve es el estado excitado de un átomo de Hidrógeno, en este experimento esto es generado a partir de utilizar una lámpara de descarga que contiene hidrógeno gaseoso, la energía eléctrica permitirá que el electrón pase a un nivel de energía superior (estado excitado). Luego de esto el electrón tiende a regresar a un nivel de energía más bajo, liberando el exceso de energía (adquirido por la excitación) en forma de fotones de luz. La energía de los fotones es la diferencia de energía entre ambos niveles. Este proceso se denomina emisión de luz. Al observar el espectro a través del espectrofotómetro se ve la luz emitida en líneas espectrales que son específicas para el átomo de hidrógeno.
Transición n 🡪 ni=2 | Longitud de onda de la(s) Transición(es) λ (nm), experimental | Longitud de onda de la(s) Transición(es) λ (nm), bibliografía* | Energía de la(s) Transición(es) (kJ/mol), bibliografía |
6🡪 2 | 410 | 410,2 | 6,06x10-23 |
5🡪 2 | 434 | 434,1 | 8,72x10-23 |
4🡪 2 | 487 | 486,1 | 1,36x10-22 |
3🡪 2 | 656 | 656,3 | 2,42x10-22 |
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R (experimental)=11000000 m-1
RH (teórica)= 10967758 m-1
Diferencia relativa porcentual= 0,29%
* Indicar fuente bibliográfica: http://hyperphysics.phy-str.gsu.edu/hbasees/hyde.html
Adicionalmente, se realizó un experimento con distintos cationes para observar los colores de las distintas longitudes de onda de emisión visible a través de la emisión de energía continua (fuego).
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