ESPECTROSCOPÍA ÓPTICA Diana Ximena Delgado Triana (1.088’272.515), Hernan Steven Marin Rodriguez (92.050’959.688), Andrés (92.050’959.688), Andrés Felipe Valencia Agudelo (1.088’285.328). Laboratorio de Física III, Grupo No 15, Subgrupo No 2, Martes 4-6. Francisco Javier Cataño Alzate Fecha de entrega del informe: 03/05/2011
RESUMEN En esta práctica se utilizó el espectroscopio como herramienta para la identificación de elementos desconocidos por medio de su espectro de emisión. Además a través del estudio del espectro de emisión del hidrógeno, hidrógeno, verificar la teoría de Bohr sobre el átomo de hidrógeno mediante la determinación de la constante de Rydberg.
1. INTRODUCCIÓN
energía E de un estado estacionario
con la de otro cualesquiera E’. Un átomo o molécula puede absorber o emitir radiación electromagnética solo de frecuencias bien definidas, debido a que los electrones dentro del átomo se encuentran en estados energéticos llamados “estacionarios”. La existencia de estos estados estacionarios impiden que el electrón sea capaz de variar su energía continuamente, dando lugar a lo que se conoce como cuantización de la energía. Así, la única posibilidad posibilidad para que el electrón aumente su energía ocurre
cuando efectúa “saltos” entre niveles permitidos, emitiendo o absorbiendo en ese proceso una cantidad discreta de energía. Esta cantidad se puede cuantificar a través de la siguiente fórmula que relaciona la
En donde hv se defien como el cuanto de energía, h es la constante de Planck y v la frecuencia de la radiación. La ecuación anterior se obtiene aplicando los siguientes postulados de Niels Bohr:
1.1. Un sistema atómico puede existir en estados estacionarios o cuantizados cada uno de los cuales tiene una energía definida. Las transiciones de un estado estacionario a otro están acompañadas por una ganancia o pérdida de una cantidad de energía igual a la diferencia de energía entre los dos estados: La energía ganada o perdida
aparece como un cuanto de radiación electromagnética. 1.2. Un cuanto de radiación tiene una frecuencia v igual a su energía dividida por la constante de Planck. Con el fin de obtener resultados específicos, Bohr propuso que en el caso del hidrógeno, los estados estacionarios correspondan a orbitas circulares del electrón alrededor del núcleo y que el momentum angular L de este electrón debía ser un múltiplo entero de –h = h/2π. Al unir estas ideas es posible calcular la energía de los estados estacionarios del electrón por medio de la siguiente ecuación: En donde R es la constante de Rydberg, c la velocidad de la luz, e la carga eléctrica del electrón, n un entero positivo que denota el nivel energético. En consecuencia la primera ecuación se puede escribir como: En donde n denota el estado energético inicial o base y m el final para el caso de emisión. La anterior ecuación en su forma empírica recibió el nombre de Ecuación de Balmer en honor a
Johan Jacob Balmer quien catálogo las líneas espectrales del hidrógeno. En este caso n=2 y m=3, 4 y 5, para rojo, verde azul y violeta respectivamente.
2. OBJETIVOS 2.1. Utilizar el espectroscopio como herramienta para la identificación de elementos desconocidos por su espectro de emisión. 2.2. A través del estudio del espectro de emisión del hidrógeno, verificar la teoría de Bohr sobre el átomo del hidrógeno mediante de la determinación de la constante de Rydberg.
3. DESCRIPCIÓN DE MATERIALES Y EQUIPO 3.1. Equipo
conformado por espectroscopio, lámpara y fuente de 220v corriente alterna.
3.2. Tubos espectrales de: Cd, Hg, Zn, Ne, He, Na, K, Rb.
3.3. Tubos espectrales de H.
3.4. Soportes para tubos espectrales
(T), después de reflejados en una cara del prisma (P).
y cilindro protector.
4.2. Se enciende la lámpara de 3.5. Cables de conexión.
Reuter (F2) y un tubo GEISSLER (F1) y se observa a través del anteojo (T).
4. PROCEDIMIENTO EXPERIMETAL 4.3. En el extremo del colimador (C 1) 4.1. Espectrómetro
óptico: El espectrómetro consiste, en esencia, en un anteojo (T), dos colimadores (C 1 y C2) y un prisma de dispersión (P). (C 1) es un sistema de lentes montado dentro de un tubo telescópico con una ranura ajustable en un extremo, tiene por objeto lograr un haz de rayos paralelos provenientes de la ranura iluminada. Los colimadores están fijos y el anteojo va unido a un brazo que gira alrededor del centro del soporte, y se disponen horizontalmente con los ejes en el mismo plano. En el centro del instrumento hay una plataforma (B) sobre la cual hay un prisma de dispersión (P) que produce una serie de líneas espectrales debido a alguna fuente luminosa (F1) (uno de los tubos que se dan para la práctica); el anteojo (T) tendrá sobre su escala una posición definida para cada línea, correspondiente a cada longitud de onda en particular. La escala está colocando en el extremo del colimador (C 2), ajustado de modo que dirija los rayos luminosos hacia el anteojo
hay un tornillo que regula la abertura de la ranura ajustable y de esa manera se le puede dar nitidez a las líneas espectrales.
4.4. Se observa una línea espectral bien definida y se nota su ubicación en la escala graduada
(ss’). Al tiempo se va girando el anteojo en su plano horizontal. Cómo es la ubicación de la línea espectral elegida con respecto a la escala graduada para cualquier posición del anteojo?
4.5. Se anotan las posiciones sobre la escala para una serie de líneas espectrales bien definidas y se busca en la tabla 5.1 la longitud de onda correspondiente, acorde al elemento de estudio.
4.6. Se repite el paso anterior con cada uno espectrales conocidos.
de de
los tubos elementos
4.7. Con los datos tomados en los pasos 4.4 y 4.5 se construye un
gráfico de longitud de onda λ (en Å), vs. La escala (ss’), la cual
será
llamada
curva
de
Azul Azul Violeta Violeta
calibración. 4.8. Se reemplaza la fuente para tubos GEISSLER, por la fuente para alimentar el tubo de hidrógeno, se enciende y se observa el espectro nítidamente.
4.9. Se anotan las posiciones sobre la escala para las líneas espectrales del hidrógeno y por medio de la curva de calibración, determine las longitudes de onda λα (Rojo), λβ (Azul) y λϒ (Violeta) correspondientes con cada línea espectral.
Sodio Na
Cadmio Cd
Potasio K
5. TABLAS Neón Ne
5.1. Elemento
Hidrógeno H
Helio He
Mercurio Hg
Color Rojo VerdeAzul Violeta Rojo oscuro Rojo Amarillo Verde Verde VerdeAzul Azul Azul Violeta Amarillo Amarillo Verde Verde-
Longitud Intensidad de Onda (Å) Fuerte Mediano Mediano
6563 4861 4340
Débil Fuerte Muy Fuerte Débil Mediano Mediano Débil Fuerte Débil
7065 6678 5876 5048 5016 4922 4713 4471 4390
Muy Fuerte Muy Fuerte
5791 5770 5461 4916
Amarillo Amarillo Rojo Verde Azul Violeta Rojo Rojo Naranja Amarillo Verde Verde Verde Violeta Violeta Rojo Rojo Naranja Naranja Amarillo Verde Verde
Cinc Zn
Rojo Rojo VerdeAzul Azul Azul Violeta Violeta Violeta
Rubidio Rb
Rojo Rojo Rojo Amarillo Amarillo Verde Verde Verde
Fuerte Mediano Fuerte Mediano Mediano Fuerte Muy Fuerte Fuerte Fuerte Fuerte Fuerte Mediano Mediano Mediano Mediano Fuerte Mediano Débil Débil Fuerte Fuerte Fuerte Fuerte Fuerte Fuerte Débil Débil Débil Muy Fuerte Muy Fuerte Muy Fuerte Muy Fuerte Débil Mediano Fuerte Mediano Mediano Débil Débil Débil Mediano Mediano Mediano
4358 4078 4047
5896 5890 6438 5382 4800 3729 6307 6247 5812 5772 5310 5084 5005 4424 4340 6532 6402 5902 5872 5804 5080 5052
6483 6362 5585 4811 4722 4293 4113 3989
6560 6458 6200 5724 5700 5523 5431 5362
Verde Violeta
Mediano Fuerte
5153 4201
Violeta débil Azul débil Azul débil Violeta Fuerte
12,5 9,8 11,1 11,7
6. DATOS OBTENIDOS NEON Color
Longitud de Onda
Rojo Naranja Naranja Amarillo débil Amarillo Fuerte Verde débil Verde débil
7,2 7,6 7,7 7,8 7,9 7,8 7,7
HIDROGENO Longitud de Color Onda Rojo Verde-Azul Violeta
Color
7,1 10 11,8
HELIO Longitud de Onda
Amarillo Verde-Azul Verde-Azul débil Azul débil Azul Fuerte Rojo Oscuro Violeta débil Verde Rojo
7,9 9,6 9,8 10,9 11,3 7 11,6 9,4 6,6
MERCURIO Longitud de Color Onda Amarillo débil Amarillo Fuerte Verde Fuerte Verde débil
8,1 8,6 8,6 9,8
CADMIO Longitud de Color Onda Rojo Rojo débil Naranja Verde débil Verde Fuerte Amarillo débil Amarillo medio Amarillo Fuerte Violeta débil Violeta Fuerte
7,2 7,5 7,7 8,5 9,4 9,8 10,2 10,5 11 11,5
POTASIO Longitud de Color Onda Rojo Rojo débil Amarillo Naranja Verde Fuerte Verde débil Violeta débil Violeta Fuerte Verde
7,8 8,4 8,7 8,9 9,6 9,9 12,9 12 10,7
7. ANÁLISIS Y RESULTADOS
DISCUSIÓN
DE
7.1. Con base en la ecuación 1/λ = R(1/n2 – 1/m2) es posible encontrar el valor de la constante de Rydberg R y así demostrar que la teoría de Bohr es válida para el átomo de hidrógeno. Con tal fin construya una gráfica
lineal
con
sus
datos
experimentales de 1/λ en función de (1/n2 – 1/m2) a partir de la cual se pueda obtener un valor de R.
ha evolucionado para responder a la necesidad de ver objetos sobre la superficie de la tierra por medio de la luz solar.
7.4. Consulte algunas aplicaciones. 7.2. Obtenga un porcentaje de error entre el valor que obtuvo de R y el valor que se encuentra en los libros.
7.3. Existen líneas espectrales de algunos elementos, que no sean visibles para el ojo humano? La retina del ojo humano es sensible a frecuencias entre 4.3 x 1014 Hz y 7.5 x 10 14 Hz. Por ello, a esta banda de frecuencias se le llama región visible del espectro electromagnético. Los limites de esta banda corresponden a los colores limites del arco iris: una señal de frecuencia 7.5 x 10 14 Hz se registra en el cerebro como color azul-violeta y una señal de frecuencia 4.2 x 10 14 Hz como color rojo. El ojo no responde a frecuencias mayores (luz
Algunas aplicaciones de la espectroscopia óptica son: En química (indican la posible formula de los compuestos y las cantidades de los elementos que lo conforman), física nuclear (estudia la influencia del tamaño y la forma del núcleo de un átomo sobre su estructura atómica externa.) y astronomía (los cuerpos celestes que emiten ondas electromagnéticas por medio de su espectro indican la composición química de la fuente luminosa y el estado físico de su materia, el espectro revela si el cuerpo luminoso y la tierra se acercan o se alejan entre sí, además de indicar la velocidad relativa a la que lo hacen), ente otras disciplinas científicas. Otras aplicaciones:
ultravioleta, rayos x, rayos ϒ) ni a frecuencias menores (luz infrarroja, ondas de radio). Esto se debe a que de toda la radiación electromagnética emitida por el sol, la única parte que no es absorbida por la atmosfera y llega hasta la superficie de la tierra, es la banda comprendida entre esas frecuencias límite. El ojo humano
Análisis comparativo de muestras para el control de calidad. Análisis de muestras orgánicas e inorgánicas. Investigación y desarrollo de nuevos productos.
8. CONCLUSIONES
8.1. Mediante esta práctica se pudo calcular la constante de Rydberg R, no sin antes haber efectuado la gráfica respectiva de los datos dobtenidos en el laboratorio. 8.2. Se verifica experimentalmente que la teoría de Bohr es válida para el átomo de hidrógeno.
era tenue y se procedía a hacer lecturas con una aproximación del experimentados.
9. REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS 9.1. Guia de Laboratorio de Física III de la Universidad Tecnológica de Pereira.
8.3. A
pesar de que el espectroscopio es una buena herramienta para identificar elementos, este no es 100% preciso, mientras no se utiliza en condiciones ideales, esto es que en algunos elementos se observaba espectros de poca definición, debido al uso continuo de los focos la luz que se emitía
9.2. Sears,
Zemansky, Young y Freddman, Física Universitaria. Volumen I. Ed Pearson. Undécima Edición. 2005.
9.3. Serway, Raymond. Física Tomo I, Cuarta edición. McGraw Hill, 1997.
