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Espectros de emisión de los elementos
Luz emitida por una
descarga eléctrica a
través
de
a)
hidrogeno b) helio.
Luz emitida cuando
se queman a la llama
c) litio, d) sodio y e)
potasio
Cada elemento tiene su propio espectro de líneas es su huella dactilar,
estos espectros son discontinuos e indican que el electrón solo puede
tener ciertas y determinadas energías, en ellos se registra la radiación
absorbida o emitida por los átomos. Existe una relación entre el espectro
atómico y la estructura del átomo.
Las líneas de los espectros presentan patrones regulares que obedecen a una
función matemática que se aproxima a un limite. Para el hidrogeno Rydberg
estableció empíricamente una ecuación en 1890:
1/λ=R(1/n2 - 1/m2) = v = ν/C
Donde: v =es el numero de onda (cm-1)
R= constante de Rydberg 109678cm-1
n y m son números enteros m>n
Para n=2 y m=3,4,5… se puede calcular ν de las líneas de la serie visible o de
Balmer
En1906 Lyman descubrió la serie de la región ultravioleta donde n=1 y
m=2,3,4…. ∞
Pachen descubrió la región infrarroja donde n=3 y m=4,5,6… ∞
Brackett descubrió la serie para n=4 y Pfund para n=5 que pertenecen al
infrarrojo lejano.
Hipótesis cuántica de Planck: en el año de 1900 Max
Planck plantea que la radiación emitida o absorbida por
los cuerpos calientes, no es continua corresponde a
cantidades discretas o unidades de energía que llamó
cuantos.
La energía de un cuanto es directamente
proporcional a la frecuencia de la
radiación emitida:
E= hν
Efecto fotoeléctrico: En 1905 Albert Einstein propuso que la
radiación electromagnética tenia propiedades corpusculares. En
su experimento Se consideró el choque de dos partículas un
fotón y un electrón. Se demostró que la luz tiene una doble
naturaleza: onda y partícula
La energía mínima para remover un electrón era:
Eo =hνo
El exceso de energía se transforma en energía cinética
Ec=(1/2) mV2
Ec=Ei-Eo