ESPECTROSCOPIA Y MODELOS ATOMICOS KARINA BERMUDEZ ALVAREZ JHOAN MESA CASTRO

ESPECTROSCOPÍA ESPECTROS ATOMICOS ESPECTRO ATOMICO DE EMISION ESPECTRO ATOMICO DE ABSORCION SERIES ESPECTRALES

Espectroscopía es el estudio de la interacción entre la radiación electromagnética y la materia, con absorción o emisión de energía radiante. Tiene aplicaciones en química, física y astronomía, entre otras disciplinas científicas. Uno de los métodos de identificación mas poderosos que existen para los elementos y compuestos de la naturaleza es el análisis espectroscópico

ESPECTROS ATÓMICOS En 1802 W. Wollaston estudio el espectro y construyó el espectrógrafo . Con el que se observo que el espectro solar aparecían unas líneas oscuras muy nítidas alas q no les presto mayor atención. En 18014 J. Fraunhofer se dedico a estudiar el espectro de la luz solar especialmente estas líneas oscuras. Afirmando que forman parte de la naturaleza de la luz solar y dio nombre a las 8 principales hoy se conocen como líneas de fraunhofer nombradas de la letra A hasta la K.

También propuso la teoría de que el sol esta rodeado por capas gaseosas q actúan como pantalla y absorben algunas longitudes de onda de la radiación emitida por su superficie caliente. Entonces en la radiación que llega a la tierra faltan esas longitudes de onda que corresponden alas líneas oscuras del espectro solar. Los métodos mas comunes para suministrar el exceso de energía a los átomos o moléculas de una sustancia son: Por absorción de radiación electromagnética Por transformación de energía cinética en colisiones inelásticas entre electrones y átomos. Por excitación térmica, calentando la substancia.

Durante los primeros 50 años del siglo pasado se tomaron los espectros de la luz emitida por los elementos conocidos observándose que la posición de las líneas en cada espectro era diferente. En 1856 G. Kirchoff mostro la importancia de los espectros propios a cada elemento y pudo explicar las líneas de fraunhofer en el espectro solar. Enuncio 2 leyes empíricas: Una substancia que emite radiación de una determinada longitud de onda (línea en el espectro correspondiente) debe, ala misma temperatura absorber radiación de igual longitud de onda. Todo elemento tiene su propio espectro que permite identificarlo.

Espectro atómico de emisión Se obtiene a partir de la radiación emitida directamente por los átomos de la sustancia que tengan un exceso de energía . Cuando la sustancia es un gas , el exceso de energía se suministra haciendo pasar una corriente a través de el para producir colisiones inelásticas entre los electrones de la corriente y los átomos

Espectro atómico de Absorción En este caso se coloca detrás de la muestra generalmente gaseosa o liquida, una fuente de radiación electromagnética de amplio espectro Al comparar el espectro de emisión con el de absorción las líneas obscuras de el de absorción coinciden con las claras del de emisión

Series espectrales del átomo de hidrogeno En 1883 se observo que a medida que la longitud de onda correspondiente a cada línea es menor , su intensidad se va haciendo menor y las líneas se van acercando entre si a tal punto que es imposible ver la separación entre ellas. Este conjunto de líneas se denomina “serie espectral”. En 1885 J. Balme dedujo una formula para calcular teóricamente la longitud de onda correspondiente a cada línea de la serie espectral del hidrogeno . Donde y n es un numero entero que identifica cada línea de la serie El la figura se observan las 4 líneas de angstrom Donde Hα tiene un n=3 ,Hβ un n=4 ,Hγ un n=5 etc. En 1890 J. Rydberg propuso escribir la formula de la siguente manera: R es la constante de Rydberg Y n2>n1

MODELOS ATOMICOS RESEÑA HISTORICA DEL ATOMO EXPERIMENTO DE FARADAY MODELO DE THOMSON MODELO DE RUTHERFORD MODELO DE BOHR

Reseña histórica El concepto de átomo como partícula indivisible de la materia fue formulado por griegos hace unos 2500 años. A mediados del siglo XVII, R. Boyle introdujo el concepto elemento químico , tal como se entiende hoy en día . A finales de l siglo XVIII J. berzelius enuncia su le y empírica de las proporciones indefinidas en combinaciones químicas . En 1083 jhon Dalton enuncio la primera teoría atómica : Todos los elementos están constituidos por pequeñas partículas llamadas átomos. Todos los átomos de un mismo elemento poseen propiedades idénticas en particular su peso. Los átomos son unidades de los cambios químicos, los cuales implican una combinación o una nueva distribución de átomos . estos ni se crean se destruye o cambian. Cuando los átomos se combinan lo hacen en relaciones fijas de números enteros formando partículas compuestas llamadas moléculas .

Si la materia esta compuesta por átomos, entonces ¿ De que están hechos éstos?

Para resolver esta incógnita podemos citar varios descubrimientos en la historia que lograron demostrar que el átomo esta compuesto de partículas ligeras con carga negativa que orbitan alrededor de un núcleo pesado con carga positiva: En 1833 M faraday mediante un trabajo experimental cuidadoso sobre electrolisis . Demostró que la masa de un elemento liberado en un electrodo es directamente proporcional a la carga transferida y al peso atómico del material liberado pero inversamente proporcional a la valencia del material liberado. La identificación de los rayos catódicos como electrones y la medición de la razón carga- masa ( ) de estas partículas por J.J. Thomson en 1897 . Midió las propiedades de las partículas negativas emitidas por diferentes metales y encontró que el valor de siempre es el mismo así que llego a la conclusión de que el electrón es un elemento constitutivo de toda la materia. La medición de la carga del electrón por Robert Millikan en 1909. al combinar su resultado para (e) con el valor de Thomson . Millikan demostró que de manera irrefutable que existen partículas que son aprox. 1000 veces menos masivas que el átomo de hidrogeno. En 1913 Rutherford y sus colaboradores H, Geiger y E Marsden establecieron el modelo nuclear del átomo. Rutherford estableció que los átomos están constituidos por un núcleo compacto con carga positiva rodeado de una nube de electrones en orbita

Experimento de Faraday Faraday haciendo una electrolisis de sal común NaCl descubrió que si 96 500 C de carga (1 faraday) se hacen pasar a través de tal solución , de 23 g de Na se depositan en el cátodo y 35g de cloro gaseoso burbujean en el ánodo . En este caso se libera exactamente 1 gramo de peso atómico y 1 mol cada elemento por que ambos son mono valentes. Para elementos bivalentes y trivalentes se libera ½ y 1/3 de mol respectivamente Como era de esperar al duplicar la cantidad de carga se duplica la masa del elemento neutro liberado. Los resultados de faraday se pueden plantear con la ecuación: m=masa de la sustancia en gramos q= carga total que pasa en coulomb Masa molar gr y Valencia adimensional

MODELO ATOMICO DE THOMSON En sus experimentos para medir e/mc Thomson utilizo un tubo de vacio . Se aceleran electrones del cátodo hacia el ánodo se coliman utilizando ranuras en los cátodos y se les permite desplazarse hacia una región en que hay campos E y B en forma perpendicular. si se apaga B , E por si solo produce una desviación mensurable del haz sobre la pantalla fosforescente . A partir del tamaño de desviación de y los valores medidos E y B es posible determinar la razón entre carga y masa. e/mc . Midió Vx. La componente horizontal de la velocidad del haz equilibrando E y B y creando un selector de velocidad que seleccionara las partícula que estuvieran en un estrecho intervalo de valores.

La trayectoria de un haz de partículas negativas que entran el la región con E y B con velocidad horizontal Vx . se considera primero E entre las placas. Vx permanece constante durante todo el movimiento por que no hay fuerza q actué en dirección x. pero Vy es constante en todas partes excepto entre las placas donde el electrón experimente una aceleración constante hacia arriba debido a la fuerza eléctrica y sigue una trayectoria parabólica. Para encontrar el Angulo de deflexión θ , es necesario encontrar los valores de Vx y Vy

Vy inicial mente es cero el electrón abandona las placas con una componente de velocidad dada por: (1) Debido a que Donde t y l son las dimensiones de la región entre las placas y V el potencial aplicado Se obtiene (2) a partir de la figura anterior podemos observar que , de modo que al usar la ecuación (2) se obtiene: (3) Suponiendo desviaciones por lo que se tiene: (4) Se determina a Vx a partir de aplicar un campo B y ajustar su magnitud para equilibrar la desviación del campo E , aun presente al igualar estas magnitudes se obtiene que: o es lo mismo decir que : (5)

Al sustituir (5) en (4) se obtiene: (6) El valor actual mente aceptado de e /me es : aunque el valor original de Thompson era aprox. de Thomson noto que la razón e/me es independiente del gas utilizado y del metal del cátodo y encontró que las partículas emitidas cuando las descargas eléctricas se hacían pasar por gases diferentes eran iguales que las observadas en el efecto fotoeléctrico , debido a esto Thomson concluyo que estas partículas debían ser un elemento constitutivo de toda la materia Charles Wilson uno de los alumnos de Thomson descubrió que los iones actúan como centros de condensación para gotas de agua cuando se enfría aire húmedo por expansión. Thomson uso esa idea para formar nubes cargadas utilizando el aparato de la siguiente figura. La carga total de la nube es Q , W el peso medido y υ es la razón de caída o velocidad terminal . Thomson supuso que la nube esta compuesta por gotas esféricas de masa constante y que la magnitud de la fuerza de fricción D sobre una sola gota que cae estaba dada por la ley de Stokes Donde α es el radio de la gota η la viscosidad de el aire y υ la velocidad terminal de la gota.

El siguiente procedimiento fue empleado para determinar α y ω, el peso de una sola gota . Como υ es constate y la gota esta en equilibrio bajo la acción combinada de su peso ω y la fuerza de fricción D. por tanto se requiere que D=ω ó donde ρ es la densidad de la masa y g la aceleración de caída libre. La propuesta de Thomson consideraba el átomo como una esfera homogénea de masa y carga positiva uniformemente distribuidas en la que estaban incrustados, los electrones con cargas negativas. Estos equilibraban la carga positiva para producir átomos eléctricamente neutros. Dicho modelo fracasó tratando de explicar los espectros de líneas de emisión del átomo mas sencillo : el de hidrogeno

Como se observa en el grafico el experimento de R. Millikan fue: se dejan pasar gotas de aceite cargadas por un atomizador a través de un orificio de un condensador de placas paralelas si esas gotas se iluminan lateralmente pareciendo estrellas brillantes sobre un fondo negro. es posible determinar la razón de caída de cada gota . Si alas placas del capacitor se aplica un campo electrostático de miles de millones de volts por metro la gota puede moverse hacia arriba con una rapidez de cientos de centímetros por segundo.

SEGÚN LA LEY DE NEWTON Entonces tenemos que Al eliminar C se obtiene: (A) Cuando la gota experimenta un cambio discontinuo en su velocidad hacia arriba desde v1’ hasta v2’ ( m, g, E, v permanecen constantes). La nueva carga q2 esta dada por (B)

Dividiendo A entre B tenemos que Como se sabe el radio de la gota esta dado por La masa de la gota puede expresarse como La ley de Stokes es correcta para esferas de 0.1 cm de radio y sobre estimaba la fuerza de fricción millikan corrigió eso tomando una fuerza de fricción. Y encontró que α = 0.81 proporcionaba valores mas conscientes de e. El valor actualmente aceptado es de

MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD Ernest rutherford y sus estudiantes mediante una serie de experimentos entre 1909 y 1914. trataron de probar la distribución de masa en el interior del átomo al observar la dispersión de partículas α por las hojas metálicas. Estos experimentos terminaron por llevar a rutherford al descubrimiento de que la mayor parte de la masa atómica y la carga positiva están en un minúsculo núcleo central del átomo La figura muestra las características de el aparato de dispersión. Un haz de partículas α atraviesa la lamina a lo largo del a línea DD’. Pero algunas se dispersan un Angulo Ф, el n° de partículas dispersas a cada Angulo por unidad de área y por unidad de tiempo . Se midieron contando los destellos producidos por las partículas α dispersas en la pantalla de ZnS con la ayuda de un microscopio.

las múltiples dispersiones de las partículas α en la lamina explicaban el pequeño ensanchamiento, pero no podía explicar las desviaciones ocasionales de gran escala . Pero si se supone que toda la carga positiva esta concentrada en un punto central , la repulsión eléctrica experimentada por una partícula α incidente en una colisión frontal es mucho mayor. Rutherford supuso que el átomo de dispersión es producido por una sola colisión nuclear y que la fuerza de repulsión de entre una partícula α y un núcleo separados por una distancia r esta dada por la ley de coulomb: Donde *2e es la carga de la partícula α, +Ze es la carga nuclear y k constante de coulomb Demostró que el numero de partículas α que entran al detector por unidad de tiempo ∆n a un Angulo Ф esta dada por: N= núcleos por unidad de área dela lamina , n el numero total de partículas que inciden en el blanco por unidad de tiempo, A es el área del detector.

Rutherford midió el diámetro del núcleo atómico y dio un modelo de el átomo como el de nuestro sistema solar diciendo que los electrones giran alrededor del núcleo en orbitas. Pero esto no fue suficiente por que a partir de esto surgieron varias incógnitas como ¿ que proporciona la fuerza de cohesión en el núcleo que logra confinar a los protones a una distancia tan pequeña?. ¿Cómo se mueven los electrones alrededor de el núcleo para formar un átomo estable y como su movimiento explica las líneas espectrales observadas?. Fue james chadwick el descubridor de el neutrón quien acepto que una fuerza de intensidad mayor que la intensidad eléctrica actuaba en el núcleo. En responder la tercera pregunta se baso el estudio de Niels bohr.

MODELO ATÓMICO DE BOHR Se observo que a medida que el electrón pierde energía su radio orbital disminuye de manera continua y su frecuencia de revolución aumenta. Lo anterior lleva a una frecuencia de radiación emitida siempre creciente y el colapso catastrófico final del átomo a medida que los electrones se lanzan hacia el núcleo. Esto fue descubierto por bohr quien postulo que los electrones en los átomos por lo general es tan confinados en ciertos niveles energéticos y orbitales estables no radiantes conocidos como estados estacionarios.

Para analizar la teoría cuántica de bohr analizamos sus ideas básicas aplicadas a un átomo de hidrogeno: el electrón se mueve en orbitas circulares alrededor del protón bajo el efecto de la fuerza de atracción de coulomb como se muestra en la figura. Solo ciertas orbitas son estables. Estas orbitas estables son aquellas donde los electrones no radián, por tanto la energía es fija o estacionaria con el tiempo, para describir el movimiento del electrón en estas órbitas estables, es posible hacerlo mediante la mecánica clásica. El átomo emite radiación cuando el electrón salta de un estado estacionario inicial mas energético a un estado menos energético . Este salto no puede visualizarse o tratarse desde el punto de vista clásico. entonces la frecuencia del fotón emitido en el salto es independiente de la frecuencia del movimiento orbital del electrón. En vez de ello la frecuencia de la luz emitida esta relacionada con el cambio en la energía del átomo y esta dada por la formula de plank -Einstein: Ei es la energía en estado inicial, y Ef es la energía en estado final Ei>Ef. El tamaño de las orbitas permitidas del electrón es determinado por una condición cuántica adicional impuesta sobre la cantidad de movimiento angular orbital del electrón. Las orbitas permitidas son aquellas para las que el momento angular el orbital del electrón alrededor del núcleo es un múltiplo entero de

La ecuación del radio de la orbita del electrón es la siguiente: el radio mas pequeño se representa con n=1 y se denomina radio de Bohr y se representa con a0 y su valor es.

Si se sustituye en la ecuación del radio de las orbitas del hidrogeno se obtiene la ecuación para los niveles de energía permitidos Al sustituir valores numéricos en la ecuación se obtiene: Donde los enteros n se denominan números cuánticos. n E Estado fundamental 1 E1=13.6 eV Primer estado excitado 2 E2=-3.4 eV

La energía mínima para ionizar el átomo se denomina energía de ionización. La energía de ionización para el hidrogeno es de 13.6 eV

Ideas básicas delas estructuras por capas de bohr: Electrones de elementos con numero atómico superior forman anillos concéntricos estables donde se permite un numero de electrones por cada anillo o capa. El numero de electrones en el anillo exterior determina la valencia

MUCHAS GRACIAS