Tipos de radiaciones electromagnéticas según λ.

Química Inorgánica-63.13- Dra.Silvia E. Jacobo
RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA Y ESPECTROS ATÓMICOS
λ
Tipos de radiaciones
electromagnéticas según λ.
ν =
•
•
•
•
•
•
•
Rayos γ
Rayos X
Rayos UV
Radiación visible.
Rayos IR
Microondas
Ondas de radio
•
•
•
•
•
•
Ondas de radar
Ondas de TV.
Onda ultracorta
Onda corta.
Onda media.
Onda larga
c
λ
www.uned.es/cristamine/crist_opt/ cropt_intr.htm
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ESPECTRO ELECTROMAGNETICO
www.puc.cl/sw_educ/qda1106/ CAP2/2B/2B1/
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Hipótesis de Plank. Cuantización de la energía
El estudio de estas rayas espectrales permitió relacionar la emisión de
radiaciones de determinada “l“ con cambios energéticos asociados a saltos
electrónicos. Así Plank supuso que la energía estaba cuantizada, al igual que
ocurría con la masa o la carga; es decir, la energía absorbida o desprendida de
los átomos sería un múltiplo de una cantidad establecida o “cuanto” que
correspondería a la energía correspondiente a la energía emitida o absorbida
por un átomo.
Así, si un átomo emite radiación de frecuencia “ν”, la energía desprendida por
dicho átomo sería:
E = h ×ν
Y la energía total emitida será por tanto un múltiplo de esta cantidad, según el
número de átomos que emitan: E = n h x n, en donde h = 6,626 10–34 J x
s (Constante de Plank) y "n" es un número entero (nº de átomos emisores), lo
cual significa que la energía ganada o cedida por un átomo es un múltiplo de la
cantidad de energía mínima (h x n).
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E = h ×ν
ν =
E
mfotón =
------c2
hc/λ
=
------c2
h
=
-------λc
que nos dice que la masa del fotón depende
de la longitud de onda de la radiación luminosa.
c
λ
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Ejemplo:
Calcula la energía de fotones de rayos X cuya longitud de
onda es de 0,6 nm.
(h = 6,625 x 10–34 J s)
3 × 108 m s
−1
17
s
=
5
×
10
ν= =
λ 0,6 × 10−9 m
c
E = h x ν = 6,625 x 10–34 J s x 5 x 1017 s–1
E = 33,125 x 10–17 J = 3,3125 x 10–16 J
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Espectros atómicos.
Cuando a los elementos en estado gaseoso se les suministra energía
(descarga eléctrica, calentamiento...) éstos emiten radiaciones de
determinadas longitudes de onda.
Estas radiaciones dispersadas en un prisma de un espectroscopio se ven
como una serie de rayas, y el conjunto de las mismas es lo que se conoce
como espectro de emisión.
Igualmente, si una luz continua atraviesa una sustancia, ésta absorbe
unas determinadas radiaciones que aparecen como rayas negras en el
fondo continuo (espectro de absorción).
Series espectrales.
Las diferentes líneas que aparecieron en el espectro del hidrógeno se podían
agrupan en diferentes series cuya longitud de onda es más parecida:
Serie Lyman:
zona ultravioleta del espectro.
Serie Balmer:
zona visible del espectro.
Serie Paschen zona infrarroja del espectro.
Serie Bracket: zona infrarroja del espectro.
Serie Pfund:
zona infrarroja del espectro
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Series espectrales
n=∞
n=6
n=5
n=4
Pfund
Bracket
n=3
n=2
Paschen
Balmer
ΔE = h · ν
n=1
Lyman
SERIES: Lyman Balmer
Paschen Bracket Pfund
Espectro
UV Visible
Infrarrojo
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Niveles permitidos
Energía
(para el átomo de hidrógeno)
n=∞
n=5
n=4
E= 0J
E = –0,87 · 10–19 J
E = –1,36 · 10–19 J
n=3
E = –2,42 · 10–19 J
n=2
E = –5,43 · 10–19 J
n=1
E = –21,76 · 10–19 J
⎛ 1
1 ⎞
= R ×⎜ 2 − 2 ⎟
λ
⎝ n1 n2 ⎠
1
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EFECTO FOTOELECTRICO
Ecinética
1
= m v 2 = h × ν − E ioniz = h (ν − ν 0 )
2
Ayuntamiento La Coruña (ver animación)
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Ejercicio A:
Determina la energía cinética con la que será expulsado un electrón
del cesio al emplear una radiación de 850 nm si sabemos que la energía
umbral del Cs es 6,22 x 10–19 J.
Ecinética
1
= m v 2 = h × ν − E ioniz = h (ν − ν 0 )
2
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ENERGÍA DE VIBRACIÓN
E = h ×ν
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ESPECTROSCOPIA INFRARROJA
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RELACION DE DE BROGLIE
h: Constante de Planck, cuyo valor
es 6,626 x 10 –34 Js
p=h/λ
Esta relación muestra que
cuanto mayor sea el momento
lineal de la partícula, menor
será la longitud de onda de su
función de onda.
h
λ=
m ×v
λ: longitud de onda
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Principio de incertidumbre de Heisenberg
Es imposible especificar, simultáneamente y con exactitud, la posición y el
momento lineal de una partícula. Esta conclusión se expresa
cuantitativamente de la siguiente manera:
Siendo Δx la incertidumbre de la posición de la partícula y la incertidumbre
de su momento lineal Δp, entonces:
Δx · Δp ≥
h
4π
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ECUACION DE ONDA DE SCHRÖDINGER
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ECUACION DE ONDA DE SCHRÖDINGER
m: masa de la partícula
V: energía potencial
h = h / 2π
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Las soluciones, o funciones de onda, son funciones matemáticas que dependen de
unas variables que sólo pueden tomar valores enteros. Estas variables de las
funciones de onda se denominan números cuánticos: número cuántico principal,
(n), angular (l) y número cuántico magnético (ml). Estos números describen el
tamaño, la forma y la orientación en el espacio de los orbitales en un átomo.
• El número cuántico principal (n) describe el tamaño del orbital, por ejemplo:
los orbitales para los cuales n=2 son más grandes que aquellos para los cuales
n=1. Puede tomar cualquier valor entero empezando desde 1: n=1, 2, 3, 4, etc.
• El número cuántico del momento angular orbital (l) describe la forma del
orbital atómico. Puede tomar valores naturales desde 0 hasta n-1 (siendo n el
valor del número cuántico principal). Por ejemplo si n=5, los valores de l
pueden ser: l= 0, 1 ,2, 3, 4.
• El número cuántico magnético (ml), determina la orientación espacial del
orbital. Se denomina magnético porque esta orientación espacial se
acostumbra a definir en relación a un campo magnético externo. Puede tomar
valores enteros desde -l hasta +l. Por ejemplo, si l=2, los valores posibles para
m son: ml=-2, -1, 0, 1, 2.
• El número cuántico de espín (s), sólo puede tomar dos valores: +1/2 y -1/2
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NÚMEROS CUANTICOS
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NIVELES DE ENERGIA
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EXPRESIÓN DE LA FUNCION DE ONDA
Rnl(r) = f(r)(Z/a0)3/2 e-r/2
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ORBITALES ATOMICOS
Orbital s
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ORBITALES P
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ORBITALES D
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ORBITALES F
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APANTALLAMIENTO
La carga nuclear efectiva, (Zeff) es igual al número de protones en el
núcleo(Z ó número atómico) menos el promedio de electrones entre el
electrón en cuestión y el núcleo (S) :
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Subniveles en la tabla
periódica
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